Química II

Tercera edición
Guevara • Rivera
Con base en esta nueva visión del aprendizaje de las ciencias, se trabajan secuencias didácticas
que privilegian la comprensión encima de la memorización, demostrando que la química es
una ciencia cotidiana y promoviendo la adopción del desarrollo sostenible como respuesta a
algunas problemáticas ambientales, económicas y sociales.
Minerva Guevara Soriano
Salvador Rivera Gallegos
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Química II
Los
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os contenidos de Química II, tercera edición, corresponden al nuevo programa de estudios
2011 de la DGB y, por tanto, están estructurados con el enfoque por competencias propuesto
en la Reforma Integral de la Educación Media Superior (RIEMS). En continuidad con el primer
libro, propician el desarrollo de habilidades metodológicas, de pensamiento y de comunicación, así como la reflexión sobre la importancia de las acciones y actitudes de los estudiantes,
al mismo tiempo que dirigen su aprendizaje, conforman su cultura científica y fomentan su
capacidad para evaluarse.
Química II
Lo anterior se logra mediante un vocabulario sencillo y apropiado, pero no carente de rigor
científico, la representación humana de la ciencia y la construcción del conocimiento con
actividades de diversos tipos, experiencias de laboratorio y algunas aplicaciones adecuadas al
nivel educativo y a los propósitos del curso.
El libro es, además, una invitación para que los estudiantes adopten una actitud responsable
y crítica hacia el conocimiento científico y su aplicación en la realidad.
Enfoque por competencias
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Salvador Rivera Gallegos
Enfoque por competencias
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El libro Química II, tercera edición, fue elaborado en Editorial Santillana por el siguiente equipo:
Dirección General de Contenidos
Antonio Moreno Paniagua
Dirección de Ediciones
Wilebaldo Nava Reyes
Dirección de Investigación y Nuevos Desarrollos
Lino Contreras Becerril
Gerencia de Bachillerato
Armando Sánchez Martínez
Gerencia de Arte y Diseño
Humberto Ayala Santiago
Coordinación de Diseño
Carlos A. Vela Turcott
Coordinación de Iconografía
Nadira Nizametdinova Malekovna
Coordinación de Realización
Alejo Nájera Hernández
Edición
Armando Sánchez Martínez, Adrián Romero Rodríguez y Rafael
Camacho Bonilla
Asistencia editorial
Gabriela Valdespino Zárate y Brenda Ochoa Magaña
Revisión técnica
Tzitzil Argel Anguiano Macías
Revisión pedagógica
Marta Fabiola Pacheco Martínez
Corrección de estilo
Ester Alizeri Fernández
Edición de Realización
Gabriela Armillas Bojorges
Edición Digital
Miguel Ángel Flores Medina
Diseño de portada e interiores
Beatriz Alatriste del Castillo
Diagramación
Editec
Iconografía
José Iván Navarro Juárez y Juan Miguel Bucio Trejo
Fotografía
Archivo Digital, Jupiterimages, Photos.com, Thinkstock, Photostock,
Wikipedia y Archivo Santillana
Fotografía de portada
Archivo Santillana
La presentación y disposición en conjunto y de cada página de Química II, tercera edición son propiedad del editor. Queda estrictamente
prohibida la reproducción parcial o total de esta obra por cualquier sistema o método electrónico, incluso el fotocopiado, sin autorización escrita
del editor.
© Minerva Guevara Soriano y Salvador Rivera Gallegos
D.R. © 2012 por EDITORIAL SANTILLANA, S. A. de C. V.
Avenida Río Mixcoac 274, colonia Acacias, C. P. 03240, delegación Benito Juárez, México, D. F.
ISBN: 978-607-01-0991-1
Primera edición: noviembre de 2009
Tercera edición: enero de 2012
Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana.
Reg. Núm. 802
Impreso en México/Printed in Mexico
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Presentación
Química II, tercera edición de la nueva serie Santillana Bachillerato, se desarrolló de acuerdo con
el programa de estudio de la Reforma Integral de la Educación Media Superior (RIEMS), la cual se
basa en el enfoque por competencias, entendidas estas como el conjunto de conocimientos, habilidades, actitudes y valores que debes poner en práctica para enfrentar los retos planteados por tu
entorno social y familiar, y en especial para incorporarte a la educación superior o al mundo laboral.
En esta obra se presenta un modelo didáctico claro que contribuirá a que desarrolles las competencias propuestas en el programa de estudio de la asignatura. Te ofrece oportunidades para construir diversos saberes, así como para que apliques y uses los recursos tecnológicos disponibles como
medios e instrumentos de comunicación.
Química II, tercera edición está organizado en cinco bloques; en el primero se examina la aplicación de la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos. Al principio se estudian las
cuatro leyes ponderales y después el concepto de mol, para entender su vinculación con los cálculos de reactivo limitante y rendimiento teórico. Al final se valoran las implicaciones industriales,
ecológicas y económicas de los cálculos químicos.
En el segundo bloque se analizan las principales fuentes de contaminación del aire, el agua
y el suelo. Se detallan las propiedades más relevantes del aire y el agua y se exploran opciones
para mejorar la calidad de estos recursos en la comunidad, a partir de identificar los problemas
fundamentales asociados a su contaminación.
A su vez, en el tercer bloque se estudian los sistemas dispersos, características, métodos de
separación de mezclas y su clasificación de acuerdo con el tamaño de las partículas del soluto:
disoluciones, coloides y suspensiones, y se detallan sus propiedades y presencia en la vida personal y social. Por último, se trabaja con las diferentes formas de expresar la concentración de las
disoluciones y la utilidad de los sistemas dispersos, en especial de los ácidos y las bases.
El cuarto bloque está dedicado a la química de los compuestos del carbono. Para empezar, se revisa cómo gracias a la hibridación de los orbitales de dicho elemento se explica su gran capacidad combinatoria, la cual genera la amplia gama de los llamados inicialmente compuestos orgánicos, ahora
más propiamente, del carbono. Se estudian los principales hidrocarburos: alcanos, alquenos, alquinos
y el benceno. Se valora la importancia del petróleo y se analiza su método de refinación. En la última
secuencia de este bloque se presentan las características más destacadas de otros compuestos del
carbono: aldehídos y cetonas, ácidos carboxílicos, éteres, ésteres, derivados del benceno, halogenuros
de alquilo y aminas, con énfasis en las propiedades de sus grupos funcionales.
Finalmente, el quinto bloque se destina al estudio de los polímeros sintéticos y naturales e
incluye temas como polímeros de adición y de condensación, elastómeros y los polímeros y el
ambiente (plásticos de mayor uso, la regla de las “tres erres” y plásticos biodegradables). Para concluir, se revisan las macromoléculas naturales (carbohidratos, lípidos y proteínas), con particular
atención al cuidado de tu alimentación, esencial para mejorar tu calidad de vida.
Este libro, que se centra en el desarrollo de las competencias, no se descuida el rigor de los
conceptos químicos, pero hemos procurado presentarlos con un lenguaje claro, sencillo y directo,
de tal manera que sea comprensible para ti. La nueva estructura del libro y la forma de abordar
los temas están orientadas a lograr que obtengas un cabal conocimiento de la química, así como
que desarrolles las competencias que se indican en el programa de estudio.
Para cumplir con el propósito anterior, siempre se tuvo presente que el conocimiento y la
comprensión no son suficientes, pues la química no constituye una asignatura más que debas
cursar para obtener un certificado, sino también una práctica destinada a transformar y mejorar
tu vida y el entorno social.
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Contenido
Tu libro
Bloque 1 El mol en la cuantificación
de procesos químicos
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1.1 Las leyes ponderales y los cálculos
estequiométricos
9
Leyes ponderales
10
Ley de la conservación de la masa 10
Ley de las proporciones definidas 14
Ley de las proporciones múltiples 14
Ley de las proporciones
equivalentes
16
Fórmula mínima y cálculos
estequiométricos
17
Volúmenes y cálculos
estequiométricos
20
Logros 23
1.2 El mol: unidad de cantidad
de sustancia
Mol y estequiometría
La escritura de las fórmulas
químicas y los cálculos químicos
Masa molecular
Masa molar
Volumen molar
Logros
1.3 Reactivo limitante
y rendimiento teórico
Reactivos limitante
Rendimiento teórico
y rendimiento real
Logros
24
25
27
28
28
31
35
36
37
41
45
1.4 Implicaciones industriales,
ecológicas y económicas de los
cálculos químicos
La química y el ambiente
Logros
Integración
46
47
49
50
Bloque 2 Cómo disminuir la contaminación
del aire, del agua y del suelo 52
2.1 La contaminación del aire
El aire: fuente de recursos
Los contaminantes del aire
El esmog
Lluvia ácida
Inversión térmica
Logros
2.2 La contaminación del agua
y del suelo
El agua en México
Los usos del agua
Las propiedades del agua
Las fuentes de contaminación
del agua y del suelo
Los contaminantes del agua
Logros
Integración
Bloque 3 Aplicación de los sistemas
dispersos
3.1 Características de los sistemas
dispersos
53
54
57
60
62
63
65
66
67
69
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Clasificación de los materiales
Los sistemas dispersos
Métodos de separación de mezclas
Logros
82
83
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93
3.2 Disoluciones, coloides y suspensiones 94
Clasificación de mezclas de acuerdo
con el tamaño de partículas
del soluto
93
Propiedades de las disoluciones 93
Propiedades de los coloides
94
Propiedades de las suspensiones 95
Logros
97
3.3 La concentración de las
disoluciones y la utilidad de los
sistemas dispersos
Solubilidad
Concentración de las disoluciones
Concentración molar
Las disoluciones ácidas y básicas
La fuerza de los ácidos
y de las bases
El potencial de hidrógeno
Concentración Normal
Neutralización
Logros
Integración
98
99
100
104
107
111
111
114
115
117
118
Bloque 4 Importancia de los compuestos
del carbono en el entorno
120
4.1 El carbono y la geometría
El átomo de carbono
Logros
121
122
127
4.2 Los hidrocarburos
El petróleo
Principales hidrocarburos
Los alcanos
Los alquenos
Los alquinos
El benceno
Logros
128
129
133
133
140
144
146
147
4.3 Otros compuestos del carbono
y su importancia
Los grupos funcionales
Los derivados del benceno
Halogenuros de alquilo
Los alcoholes
Los éteres
Los ácidos carboxílicos
Aldehídos y cetonas
Los ésteres
Las aminas
Logros
Integración
148
149
150
153
155
159
161
163
166
169
171
172
Bloque 5 Importancia de las macromoléculas naturales y sintéticas 174
5.1 Los polímeros y las macromoléculas sintéticas
Macromoléculas, polímeros
y monómeros
Algunas propiedades de los
polímeros
Polímeros de adición
Polímeros de condensación
Elastómeros
Logros
5.2 Los polímeros y el ambiente
Plásticos de mayor uso
Reciclado y plásticos
biodegradables
Residuos, basura y compuestos
poliméricos
Logros
5.3 Los polímeros y las macromoléculas naturales
Macromoléculas naturales
Carbohidratos
Lípidos
Proteínas
Logros
Integración
Fuentes de consulta bibliográficas
175
176
177
179
181
183
185
186
187
189
192
193
194
195
198
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Tu libro
Tu libro Química II está conformado por cinco bloques, organizados con el propósito de apoyarte en
la integración de los saberes necesarios para alcanzar determinados niveles de desempeño.
Cada bloque contiene una o más secuencias didácticas y se organizó de la manera siguiente:
Entrada
De entrada
Reactivación
Elementos
del boque
Secuencia
didáctica
Recuperación de
información disponible
Conocimientos
Desarrollo
Actitudes
Habilidades
Logros
Producto
Integración
Entrada de
bloque
Al principio de cada bloque encontrarás las unidades de competencia y los contenidos por
estudiar: conocimientos (saber), habilidades que debes poner en práctica para desarrollar tus
competencias (saber hacer) y las actitudes que has de adoptar (saber ser).
Secuencia
didáctica
De entrada: Expone los indicadores de tu desempeño, los productos (presentaciones, informes, investigaciones, etc.) que deberás obtener al realizar las actividades y los atributos de las
competencias genéricas que pondrás en práctica durante la secuencia.
Reactivación: Presenta una situación que te permite recuperar la información que ya conoces y la relación que tiene con el tema por estudiar, de modo que te ayuda a explorar tus
conocimientos.
Desarrollo: Apartado principal de la secuencia que contiene los conocimientos teóricos
establecidos en el programa de estudio y las actividades necesarias para que alcances las
unidades de competencia. También te permite desarrollar o ejercitar tus habilidades, descubrir tus actitudes y manifestarlas en los productos. La información y las actividades están
organizadas en torno a estos ejes de trabajo, los cuales pueden ser simultáneos:
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¿Qué necesito saber (conocimientos)…
¿Qué necesito saber hacer (habilidades)…
para elaborar los productos
de mi aprendizaje?
Además de los elementos mencionados, en cada secuencia se presentan recuadros con
información, recomendaciones y otros agregados importantes. Entre ellos están:
Portafolio de evidencias. Lo integrarás y utilizarás durante el curso. Tú debes crearlo
(puede ser en la computadora) para guardar tus hallazgos, cuestionamientos y trabajos.
Espacio tecnológico. Incluye el uso de las tecnologías de información y comunicación,
en especial direcciones electrónicas de Internet que habrás de consultar para investigar,
extraer información y relacionar datos. Propone sugerencias para un uso práctico de los recursos multimedia o computacionales con el fin de enriquecer los saberes de la secuencia,
así como la reflexión acerca de cuestionamientos éticos y ambientales.
Conexiones. Presenta los vínculos con otras asignaturas, con tu vida cotidiana en familia
y en tu comunidad.
Datos a la mano. Brinda información interesante en cifras, gráficas y cuadros.
Glosario. Contiene definiciones de los vocablos técnicos más relevantes o poco usuales.
Palabras en el tiempo. Te permite conocer la evolución de las palabras y las variantes de
su empleo. Puede incluir su raíz etimológica y su uso contextual.
Competencias genéricas. Actividades para relacionar los saberes con el desarrollo de una
competencia genérica.
Bajo el microscopio. Ofrece información para profundizar y ampliar tus saberes.
En el laboratorio. Te brinda oportunidades de trabajo mediante procedimientos y metodologías de la investigación científica.
Las páginas de Internet a consultar en algunas de las secciones o cápsulas están referidas
como enlace con un número. Para acceder a él, hay que entrar a la página www.bachilleratoenred.com.mx/enlaces/qui2/ y dar clic en el número que corresponda.
Logros: Espacio para revisar tus aprendizajes con base en lo que reuniste en tu Portafolio
de evidencias y reflexionar sobre lo que te falta conseguir. Es un momento oportuno para
revisar tus productos o evidencias de aprendizaje.
Integración
del Bloque
Para cerrar el bloque, después de las secuencias encontrarás actividades que te ayudarán a
integrar tus saberes y evaluar tu desarrollo de las unidades de competencia planteadas en
la entrada del bloque. En esa parte hallarás:
Síntesis con ejercicios para resumir y recapitular los saberes del bloque, y
Sinergia con preguntas y actividades para recordar, explicar, aplicar, analizar, opinar, crear
y reflexionar, de manera que te des cuenta de los saberes que adquiriste. Se incluyen ejercicios de autoevaluación, coevaluación y evaluación.
En la travesía que harás por cada bloque tu profesor cumplirá una función preponderante, pues su apoyo
y sus enseñanzas son fundamentales; por eso debes confiar en él. Y por lo que a ti compete, te exhortamos
a colaborar, a participar con tus compañeros y a enriquecer las ideas generadas en el grupo, así como
investigar, exponer y mostrar una actitud dinámica y comprometida. No hay duda: al desarrollar tus competencias como estudiante, crearás tu progreso.
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Bloque
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Las leyes ponderales y los cálculos estequiométricos
De
1.1
entrada
Indicadores de desempeño
En esta secuencia conocerás y aprenderás a aplicar las leyes ponderales. Al
término de la misma, tu desempeño más importante será resolver problemas estequiométricos relacionados con estas leyes.
Productos
• Ensayo que relacione los cálculos estequiométricos con la obtención de
productos químicos de uso común.
• Mapa conceptual que relacione las cuatro leyes ponderales con los cálculos estequiométricos.
Competencias genéricas
Con lo que aprendas y las actividades que realices en esta secuencia desarrollarás los siguientes atributos de las competencias genéricas:
• Expresar ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, matemáticas y gráficas.
• Ordenar información de acuerdo con categorías, jerarquías y relaciones.
• Seguir instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo cómo cada uno de los pasos contribuye al logro de un objetivo.
• Identificar los sistemas y las reglas o los principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.
Reactivación
El sabor y la consistencia de un pastel guardan relación con los ingredientes que se
utilizan para prepararlo. ¿De qué manera se da esta relación?
Existen muchos otros ejemplos a tu alrededor donde intervienen varios ingredientes
que juntos producen algo diferente y en los cuales son importantes las cantidades de
cada uno. Analiza las siguientes preguntas y respóndelas:
a) ¿Por qué consideras que en el motor de un vehículo se lleva a cabo la combustión
adecuadamente?
b) ¿Qué se requiere para que un enfermo, por ejemplo, de diabetes, continúe con su
ritmo de vida cotidiano?
c) Encuentras alguna relación entre las situaciones que se mencionan en las preguntas anteriores?
¿Cuál?
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Leyes ponderales
¿Pudiste establecer la relación entre las situaciones? Desde luego, son múltiples
las razones por las que un pastel resulta sabroso, un motor desarrolla una buena
combustión o un enfermo de diabetes equilibra su organismo de modo que pueda
llevar una vida normal. Por ejemplo, en el caso del pastel intervienen la temperatura, el tipo de horno y la calidad y cantidad de los ingredientes; algo similar
sucede con los otros dos ejemplos. Por ello, la relación que existe entre esas situaciones es que en todos los casos se deben emplear las cantidades adecuadas
de sustancias químicas para que se lleven a cabo reacciones químicas eficientes.
Cuando así ocurre, se obtiene un rico pastel, el motor del transporte no contamina, al menos no mucho, y la dosis adecuada del medicamento (insulina, en
algunos casos) permite que un paciente diabético continúe con su vida de modo
normal. Pero, ¿a qué nos referimos cuando hablamos de cantidades adecuadas
de sustancias? ¿No da lo mismo calcular a “ojo de buen cubero”? La respuesta:
sí es posible, pero las cosas sucederán de manera no deseada, por ejemplo, el
pastel te sabrá horrible o estará duro, el transporte contaminará el aire que
respiramos y el paciente con diabetes tendrá graves problemas de salud.
En tu curso de Química I aprendiste a combinar las cantidades adecuadas de sustancias. ¿Recuerdas que estudiaste la estructura de la materia?
La mezcla adecuada y exacta
de los ingredientes es un factor
determinante para obtener un
buen pastel, igual que en las
reacciones químicas.
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A Lavoisier se le considera
el padre de la química moderna, porque inauguró la
medición cuantitativa en la
química, lo que le permitió
caracterizar mejor los elementos y postular la primera ley
de dicha ciencia; la primera
que se relaciona con la transformación química. Su libro
en español se publicó en 1797,
y hay una versión reciente de
su obra en nuestro idioma.
A lo que nos referimos es que los átomos de los elementos tienden a unirse entre sí para formar moléculas y compuestos. Esto sucede durante las reacciones
químicas que, como en los ejemplos anteriores, se producen entre los ingredientes de un pastel, el combustible y el oxígeno del aire para la combustión del
motor de un vehículo, y el modo en que un medicamento actúa en el cuerpo de
un enfermo de diabetes para controlar sus niveles de glucosa en la sangre. Sin
embargo, cuando átomos, moléculas y compuestos se combinan en cantidades
inadecuadas el resultado no es lo esperado. ¿Por qué?
La respuesta la tiene la estequiometría, pues establece la relación adecuada de
proporciones entre reactivos y productos. Su base son las cuatro leyes ponderales, ya que definen las relaciones de combinación química de las sustancias, así
como las masas de los reactivos necesarias para formar los productos de una
reacción química. Estas leyes son las siguientes:
• Ley de la conservación de la masa, de Lavoisier.
• Ley de las proporciones constantes, llamada también ley de las proporciones definidas, de Proust.
• Ley de las proporciones múltiples, de Dalton.
• Ley de las proporciones equivalentes, de Richter.
A continuación revisaremos las leyes anteriores, las cuales sentaron las bases de
la química como ciencia moderna.
Ley de la conservación de la masa
Esta ley fue propuesta por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier en 1774,
la estudiaste en el curso pasado, y establece que, antes y después de una reacción química, la masa total permanece constante, es decir, la materia no se crea
ni se destruye, solo se transforma. En otras palabras, la suma de las masas de
los reactivos es igual que la suma de las masas de los productos de la reacción.
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Antes de Lavoisier, se creía que la materia se podía crear o destruir. Por ejemplo,
en el caso de la combustión, como la de un trozo de madera, al terminarse
de quemar solo quedan cenizas y su masa era menor que la del trozo inicial,
por lo que decían que la masa se destruía. En cambio, en la oxidación de
metales la masa final es mayor que la del metal inicial por lo que decían que
la materia se creaba.
Como puedes darte cuenta, en los dos casos anteriores hay gases involucrados, lo
que dificultaba la medición de su masa.
Lavosier pudo constatar que la masa durante una reacción química se conservaba
debido a que ya había balanzas y equipos
más refinados para recolectar los gases. De
hecho, este científico tenía el mejor laboratorio químico de su época, gracias a la dote
que aportó su esposa. En 1789 publicó su
Tratado elemental de química, donde define
elemento como la sustancia que no puede
descomponerse en otras más simples y presenta una lista de 33, con la aclaración de
que son los “que el estado actual de nuestros conocimientos nos obliga a considerar
como tales”. Incluye entre estos la luz y el
calórico que, como sabes, no son materia
sino manifestaciones de la energía.
Por ejemplo, cuando un químico hace reaccionar una muestra de magnesio con
oxígeno, obtiene el compuesto óxido de magnesio. Si hace uso de una balanza
muy sensible, observará que al reaccionar 60.3036 g de magnesio con 39.6964 g
de oxígeno se producen 100.0000 g de óxido de magnesio.
El magnesio se oxida y produce
óxido de magnesio mediante una
reacción de combustión.
Cuando se hacen reaccionar ácido clorhídrico (HCl) e hidróxido de sodio (NaOH),
se obtiene sal común y agua:
HCl(ac) + NaOH(s) → NaCl(ac) + H2O (l)
Si tomamos en cuenta la masa de cada compuesto, confirmaremos esta ley. Si
expresamos las masas atómicas de los elementos de cada reactivo en gramos
y después las sumamos, obtenemos la masa total de reactivos.
HCl = (1 + 35.5) g
NaOH = (23 + 16 + 1) g
Masa total de los reactivos
= 36.5 g
= 40.0 g
= 76.5 g
Si hacemos lo mismo con los productos, tenemos:
NaCl = (23 + 35.5) g
H2O = (2 + 16) g
Masa total de los productos
= 58.5 g
= 18.0 g
= 76.5 g
Con la combustión total se
producen cenizas, las cuales
tienen una menor masa con
respecto a la del material que se
quema ¿Contradice esto la ley de
conservación de la masa?
De acuerdo con la ley que nos ocupa, la suma de las masas de los reactivos es
igual que la suma de las masas de los productos: 76.5 g.
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conexiones
La Revolución Francesa estalló
a fines del siglo XVIII y es un
parteaguas en la historia de la
humanidad. Corresponde esta
época al fin de la Ilustración, durante la cual se registraron grandes avances científicos y tecnológicos.
Actividad
1. Averigüen sobre la vida de Antoine Laportafolio
voisier y escriban una ficha bibliográfica
D E
E V I D E N C I A S
donde se describa el contexto histórico
Guarda la información en tu
en que le tocó vivir.
portafolio de evidencias.
2. Busquen en Internet una imagen del
laboratorio de Lavoisier.
3. Elaboren un cartel con los resultados anteriores y péguenlo en el salón de
clases. Es importante que incluyan imágenes.
4. Revisen los carteles de los demás equipos y coméntenlos en una sesión
plenaria.
En el laboratorio
portafolio
D E
E V I D E N C I A S
Guarda tus observaciones,
respuestas, resumen
y autoevaluación.
Reacción entre bicarbonato de sodio y una sustancia ácida
Objetivo
Este experimento es una variante de lo que sucede entre el jugo de limón y el
bicarbonato de sodio, que probablemente ya habrás observado, pero en este
caso comprobarás la ley de conservación de la masa.
Material
• Dos bolsas de plástico de diferente tamaño (una como las que se emplean
para guardar un sándwich y otra más chica), una dentro de la otra sin arrugarse. Lo más importante es que ambas cuenten con cierre hermético y no
tengan ninguna perforación
• 5 mL de limón mediano
• Media cucharadita de bicarbonato de sodio
• Una balanza de precisión
En el Museo de Artes y Oficios
de París existe una muestra
de algunos de los aparatos del
laboratorio de Lavoisier.
Procedimiento*
Primero prepara las bolsas por separado de acuerdo con estas instrucciones:
• En la bolsa chica:
1. Vierte el jugo de limón y ciérrala herméticamente.
2. Cuida de no manchar la superficie exterior de la bolsa y tener las manos
limpias, libres de jugo de limón.
3. Cerciórate de que la bolsa con el jugo esté cerrada herméticamente.
Mide y registra la masa de la bolsa y su contenido (masa 1).
• En la bolsa grande:
1. Coloca en el fondo el bicarbonato de sodio.
2. Mide y registra la masa de esta bolsa con su contenido y anota el dato
(masa 2).
* No olvides usar siempre la bata en el laboratorio.
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• Para las dos bolsas:
1. Cuida que no se abra la bolsa chica, que contiene el jugo de limón. Colócala dentro de la bolsa grande, con el cierre hermético tocando el bicarbonato que está en el fondo de la bolsa grande.
2. Mide y registra la masa de las bolsas una dentro de la otra y su contenido
(masa 3).
3. Cierra herméticamente la bolsa grande.
4. Para poner en contacto las dos sustancias, abre el cierre de la bolsa
chica a través de las paredes de la bolsa grande. Es fundamental que en
toda esta etapa la bolsa grande permanezca cerrada herméticamente
y no tenga fugas. Si hubiera alguna, repite todo el proceso.
5. Registra con detalle lo que observaste en el paso anterior.
6. Mide en la balanza la masa de las bolsas con todo su contenido y regístrala en tu cuaderno (masa 4).
7. Anota tus conclusiones individuales.
Análisis de resultados
a) ¿La suma de las masas 1 y 2 es igual que la masa 3? Explica tu respuesta.
b) ¿Se efectuó alguna reacción química entre el jugo de limón y el bicarbonato? Explica tu respuesta.
c) De acuerdo con la ley de conservación de la masa, ¿cómo deberían ser las
masas 3 y 4? Explica tu respuesta.
d) Compara tus resultados con los de los compañeros del grupo y escribe las
conclusiones que obtengan.
e) Elabora un reporte del trabajo experimental en tu cuaderno.
f) Utiliza la siguiente rúbrica para evaluarte.
Rubro
Nivel de desempeño
Muy bien
Bien
Regular
Deficiente
Registro de
observaciones
Incluyó todas las
observaciones y las
registro de manera
ordenada.
Incluyó todas las
observaciones pero
no las registro de
forma ordenada.
Registró
solo algunas
observaciones
pero en forma
desordenada.
No registró
observaciones.
Análisis de datos
Interpretó los datos
obtenidos consultando distintas fuentes de información.
Identificó información relevante de un
conjunto de datos.
Describó nada más
los datos con escasa
interpretación.
Tiene dificultad
para interpretar
los datos.
Conclusiones
La conclusión considera suficiente el
análisis de los datos.
La conclusión tiene
relación solo con
algunos de los datos.
La conclusión no
tiene relación con
los datos.
No obtiene ninguna conclusión.
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Oxígeno
La ley de las proporciones definidas
El químico francés Joseph Louis Proust (1754-1826) realizó varios experimentos
que le permitieron encontrar una relación entre las masas de los elementos que
forman un compuesto. Por ejemplo, analicemos lo que ocurre con el agua. Si
se combinan 4 g de hidrógeno con 32 g de oxígeno se obtienen 36 g de agua.
Para calcular la cantidad de gramos de oxígeno que se combinan con 1 g de
hidrógeno, dividimos 32 entre 4:
Hidrógeno
Los elementos químicos se
combinan en cantidades definidas
para formar compuestos, como
el agua, cuya relación de masa
oxígeno-hidrógeno es 8:1.
32
=8
4
Esto significa que por cada gramo de hidrógeno se necesitan 8 g de oxígeno.
Observa los datos de la tabla siguiente:
Masa de hidrógeno
Masa de oxígeno
4
32
8
64
60
480
Masa oxígeno/
Masa de hidrógeno
32
=8
4
64
=8
8
480
=8
60
En todos los casos la proporción de la masa de oxígeno respecto a la masa de
hidrógeno en el agua es de 8 a 1 y esta proporción de las masas de los elementos en el agua siempre es la misma sin importar su origen.
Tras realizar varios experimentos con diferentes compuestos, Proust publicó un
ensayo en el cual propuso que “los elementos de un mismo compuesto están
presentes en una proporción fija en masa independientemente de cómo se prepare el compuesto”. Esto se conoce como la ley de las proporciones definidas.
Durante su estancia en Madrid,
Proust descubrió el azúcar de la uva
que hoy conocemos como glucosa.
Ley de las proporciones múltiples
John Dalton (1766-1844) encontró que algunos elementos pueden combinarse
en distintas proporciones de masa para formar compuestos diferentes. Veamos
como ejemplo dos compuestos formados por los mismos elementos: el agua y el
agua oxigenada o peróxido de hidrógeno.
Por ejemplo, 5 g de hidrógeno se combinan con 40 g de oxígeno para formar
45 g de agua; pero también 5 g de hidrógeno se combinan con 80 g de oxígeno
para formar 85 g de agua oxigenada.
Esto significa que 5 g de hidrógeno pueden combinarse con diferentes masas de
oxígeno y se obtienen compuestos distintos.
Para calcular la proporción de la masa de oxígeno que se combina con 1 g de
hidrógeno en cada compuesto, procedemos como en el caso de la ley de las
proporciones definidas:
Masa de hidrógeno
Masa de oxígeno
Masa oxígeno/
Masa de hidrógeno
En el agua: 5g
40
40/5 = 8
En el agua oxigenada: 5 g
80
80/8 = 16
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Entonces en el agua por cada gramo de hidrógeno se necesitan 8 g oxígeno
mientras que en el agua oxigenada, por cada gramo hidrógeno se necesitan 16 g
de oxígeno.
Para determinar la relación entre las masas de oxígeno que se combinan con
1 gramo de hidrógeno, dividimos 16/8 = 2
Lo anterior significa que por cada gramo de hidrógeno, el agua oxigenada contiene el doble de oxígeno que el agua. La proporción de las masas de oxígeno
en estos compuestos es 2 a 1 (2:1).
Después de analizar casos como el anterior, Dalton encontró que las cantidades
de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para
formar varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos
como 1 a 1, 2 a 1, 1 a 2, 1 a 3, etcétera. Esto se conoce como la ley de las proporciones múltiples.
Como el hidrógeno era el elemento que participaba en menor cantidad de
masa durante las trasformaciones de los materiales, consideró que sus átomos
debían ser los más pequeños. Decidió tomarlo como referencia y le asignó al
átomo de hidrógeno una masa de 1.
John Dalton (1776-1844) físico
y químico británico. Postuló que la
materia se compone de partículas
indivisibles llamadas átomos, con
base en experimentos realizados
con gases.
De esta forma, al comparar las masas de otros elementos con la masa 1 del hidrógeno, pudo determinar las masas relativas de varios elementos. Por ejemplo,
para Dalton la masa del nitrógeno era 5 veces más que la del hidrógeno.
Como el gramo es una unidad muy grande para expresar la masa de los átomos
que muy pequeña, en el siglo XIX se inventó una nueva unidad, la uma que
significa unidad de masa atómica.
Actividad
Junto con dos compañeros, haz lo que se te solicita.
1. 6 g de carbono (C) se combinan con 8 g de oxígeno (O) para formar 14 g de
monóxido de carbono (CO) pero cuando 6 g de carbono (C) se combinan con
16 g de oxígeno, se forman 22 g de dióxido de carbono (CO2).
a) ¿Cuántos gramos de oxígeno se combinan con 1 g de carbono en el monóxido de carbono (CO)?
b) ¿Cuántos gramos de oxígeno se combinan con 1 g de carbono en el dióxido de carbono?
c) ¿Cuál es la relación de las masas de oxígeno cuando se combinan con una
cantidad fija de carbono para formar el monóxido de carbono y el dióxido
de carbono?
Dalton diseñó símbolos para
representar y diferenciar a los
átomos de cada elemento.
Los valores de pesos atómicos
(masas atómicas) que propuso
para varios elementos son
diferentes a los actuales.
2. Comparen sus respuestas con las de su grupo y reflexionen sobre lo siguiente:
• El agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Sin
embargo la proporción en masa (expresada en porcentaje) del hidrógeno
es 11% y la del oxígeno es 89%. ¿Cómo explican que la proporción en masa
del hidrógeno sea menor que la del oxígeno en este compuesto?
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Ley de las proporciones equivalentes
Esta ley fue enunciada en 1792 por el químico alemán Jeremías Benjamín
Richter (1763-1807) y completada algunos años más tarde por Karl Friedrich
Wenzel (1740-793). Propuso en 1792 esta ley al investigar fenómenos de neutralización de ácidos con bases. Publicó un trabajo sobre el “Arte al medir
elementos químicos” o “Stöchiometrie”, en el que presenta sus investigaciones sobre la proporcionalidad entre las masas de las bases y los ácidos, para
explicar la relación constante entre la cantidad de ácido y la cantidad de oxígeno con la masa de las bases necesaria para obtener una reacción completa.
La ley de las proporciones equivalentes establece que cuando masas diferentes
de dos elementos distintos se combinan con la misma masa de un tercero, los
primeros pueden combinarse entre sí con la misma proporción en masa en la
que se combinan con el tercer elemento, o bien, en proporciones de múltiplos
o submúltiplos de dichas masas.
Por ejemplo, supongamos que 50 g de la sustancia A se combinan con 100 g de
la sustancia C. Por otro lado, 200 g de la sustancia B se combinan también con
100 g de la sustancia C. De acuerdo con la ley de las proporciones equivalentes,
50 g de la sustancia A deben combinarse con 200 g de la sustancia B, o bien lo
hacen en proporciones de múltiplos o submúltiplos de dichas masas.
Analicemos el siguiente caso:
La ecuación de la reacción entre hidrógeno y oxígeno para formar agua es:
2H2 + O2 → 2H2O
En esta reacción 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para formar
18 g de agua.
Por otro lado, 6 g de carbono se combinan con 16 g de oxígeno para formar 22 g
de dióxido de carbono, lo cual se expresa en la ecuación siguiente:
C + O2 → CO2
Como 16 g de oxígeno se pueden combinar con 2 g de hidrógeno y con 6 g de
carbono, de acuerdo con la ley de las proporciones equivalentes 2 g de hidrógeno
deben combinarse con 6 g de carbono o bien, en múltiplos o submúltiplos de
dichas masas. La reacción entre el carbono y el hidrógeno se representa como:
2H2 + C → CH4
En esta reacción 4 g de hidrógeno reaccionan con 12 g de carbono para formar
16 g del compuesto metano. ¿Significa esto que no se cumple la ley de las proporciones equivalentes?
Podemos observar que si multiplicamos 2 g de hidrógeno por 2 obtenemos 4 g
de hidrógeno. De igual forma al multiplicar 6 g de carbono por 2, obtenemos
12 g de carbono. En este caso, la proporción de las masas en que se combinan
entre sí el hidrógeno y el carbono, es el doble que cuando se combinan cada
uno de ellos con 16 g de oxígeno. Esto va de acuerdo con lo que establece la ley
de las proporciones equivalentes.
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Tercera edición
Guevara • Rivera
Con base en esta nueva visión del aprendizaje de las ciencias, se trabajan secuencias didácticas
que privilegian la comprensión encima de la memorización, demostrando que la química es
una ciencia cotidiana y promoviendo la adopción del desarrollo sostenible como respuesta a
algunas problemáticas ambientales, económicas y sociales.
Minerva Guevara Soriano
Salvador Rivera Gallegos
ón
i
c
i
d
e 011
a
r
e
c
Ter grama 2
Pro
Química II
Los
Lo
os contenidos de Química II, tercera edición, corresponden al nuevo programa de estudios
2011 de la DGB y, por tanto, están estructurados con el enfoque por competencias propuesto
en la Reforma Integral de la Educación Media Superior (RIEMS). En continuidad con el primer
libro, propician el desarrollo de habilidades metodológicas, de pensamiento y de comunicación, así como la reflexión sobre la importancia de las acciones y actitudes de los estudiantes,
al mismo tiempo que dirigen su aprendizaje, conforman su cultura científica y fomentan su
capacidad para evaluarse.
Química II
Lo anterior se logra mediante un vocabulario sencillo y apropiado, pero no carente de rigor
científico, la representación humana de la ciencia y la construcción del conocimiento con
actividades de diversos tipos, experiencias de laboratorio y algunas aplicaciones adecuadas al
nivel educativo y a los propósitos del curso.
El libro es, además, una invitación para que los estudiantes adopten una actitud responsable
y crítica hacia el conocimiento científico y su aplicación en la realidad.
Enfoque por competencias
I S B N 978-607-01-0991-1
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