primera edición ebook 2014

Víctor Manuel Ramírez Regalado
primera edición ebook 2014
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Renacimiento 180,
Col. San Juan Tlihuaca,
Azcapotzalco, 02400,
México, D.F.
Grupo Editorial Patria®
División Bachillerato, Universitario y Profesional
Dirección editorial: Javier Enrique Callejas
Coordinación editorial: Alma Sámano Castillo
Revisión técnica: Alex Polo Velázquez
Diseño de interiores y portada: Juan Bernardo Rosado Solís
Supervisor de preprensa: Miguel Ángel Morales Verdugo
Diagramación: Visión Tipográfica Editores S.A. de C.V.
Fotografías: Thinkstock
Ilustraciones: Carlos Enrique León Chávez
Química 2.
e-Mail:
info@editorialpatria.com.mx
Serie integral por competencias
Derechos reservados:
©2014, Víctor Manuel Ramírez Regalado
©2014, Grupo Editorial Patria, S.A. de C.V.
ISBN ebook: 978-607-744-007-9
Fax pedidos:
(0155) 5354 9109 s 5354 9102
sitio web:
www.editorialpatria.com.mx
Renacimiento 180, Col. San Juan Tlihuaca,
Delegación Azcapotzalco, Código Postal 02400, México, D.F.
Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana
Registro núm. 43
Queda prohibida la reproducción o transmisión total o parcial del contenido de la presente obra en
cualesquiera formas, sean electrónicas o mecánicas, sin el consentimiento previo y por escrito del editor.
Impreso en México / Printed in Mexico
teléfono:
(0155) 53 54 91 00
Primera edición ebook: 2014
Grupo Editorial Patria®
Contenido
BLOQUE
1
BLOQUE
2
BLOQUE
3
Aplicas la noción de mol
en la cuantificación de procesos
químicos de tu entorno
Actúas para disminuir
la contaminación del aire,
del agua y del suelo
Comprendes la utilidad
de los sistemas dispersos
Introducción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . VII
Competencias genéricas del Bachillerato General . . . . . . . . . . . . VIII
Competencias disciplinares básicas del campo de ciencias
experimentales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
IX
Las secciones de tu libro . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
X
1.1 Mol . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
6
1.2 Leyes ponderales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
13
1.3 Implicaciones ecológicas, industriales y económicas
de los cálculos estequiométricos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
25
2.1 Contaminación del aire, del agua y del suelo . . . . . . . . .
43
2.2 Origen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
55
2.3 Inversión térmica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
63
2.4 Esmog . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
64
2.5 Lluvia ácida . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
72
3.1 Clasificación de la materia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
84
3.2 Sistemas dispersos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
92
3.3 Métodos de separación de mezclas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 107
3.4 Unidades de concentración de los sistemas
dispersos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 115
3.5 Ácidos y bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 124
BLOQUE
4
Valoras la importancia
de los compuestos
del carbono en tu vida diaria
y entorno
4.1 Configuración electrónica y geometría molecular
del carbono . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 144
4.2 Tipos de cadena e isomería . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152
4.3 Características, propiedades físicas y nomenclatura
general de los compuestos orgánicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . 160
4.4 Importancia ecológica y económica
de los compuestos del carbono . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 193
V
Contenido
BLOQUE
5
5.1 Macromoléculas, polímeros y monómeros. . . . . . . . . . . . 208
Identificas la importancia
de las macromoléculas
naturales y sintéticas
5.2 Macromoléculas naturales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 208
5.3 Macromoléculas sintéticas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 221
Glosario . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 234
Vínculos en internet . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 236
Bibliografía . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 237
VI
Grupo Editorial Patria®
Introducción
a la asignatura y a tu libro
MˆZkfiDXel\cIXdˆi\qI\^XcX[f
Química 2 pertenece a la Serie Integral por competencias de Grupo Editorial Patria y está completamente apegado a los contenidos correspondientes a la asignatura del bachillerato general. Pertenece al campo de conocimiento de las ciencias experimentales. Además se ha realizado con base en un innovador diseño a todo color; que facilita la lectura, permite la rápida
identificación de los temas de estudio, su localización inmediata y el uso óptimo de información de apoyo. Esta nueva edición
contiene una nueva estructura que incluye, entre otras, instrumentos de evaluación más amplios: coevaluación y lista de cotejo sobre actividades a realizar.
El estudio de la química es fundamental para el ser humano, ya que se aplica en todo lo que le rodea. Por ello, en Química 2 se
pretende que el estudiante conozca y comprenda los fenómenos químicos y utilice su creatividad en la búsqueda de la conservación o mejoramiento de nuestro entorno.
Este libro se ha organizado de acuerdo con el enfoque pedagógico actual por competencias, que busca la participación activa
del alumno en la construcción de nuevos conocimientos, propiciando la observación, la reflexión y la experimentación.
Se encontrarán las competencias genéricas y disciplinares relativas a Química 2 integradas en cinco bloques de aprendizaje,
que buscan desarrollar unidades de competencia específicas, con el objeto de facilitar la formulación y/o resolución de situaciones o problemas de manera integral en cada uno, y de garantizar el desarrollo gradual y sucesivo de distintos conocimientos, habilidades, valores y actitudes, en el estudiante.
En el Bloque 1 se reconoce la importancia del concepto de mol y se aplica en la cuantificación de los procesos químicos; en
el Bloque 2 se da una importancia fundamental en la preservación del medio ambiente, abatir los altos índices de contaminación del aire, del agua y del suelo, mediante una serie de reflexiones y medidas tendientes a conservar y promover de una
manera definitiva el desarrollo sustentable, que nos permita tener una alta calidad de vida; en el Bloque 3 conoce y comprende la utilidad de los sistemas dispersos, ya que en la vida cotidiana entramos en contacto diariamente con muchos de
ellos, por lo cual se hace indispensable tener presentes sus propiedades y características fundamentales para manejarlos adecuadamente; en el Bloque 4 se da una amplia concepción y valoración de las propiedades de los compuestos derivados
del carbono, fundamentalmente de los hidrocarburos y los principales grupos funcionales, destacando su impacto en el desarrollo económico y social de nuestro País; y, por último, en el Bloque 5 se identifica la importancia de las macromoléculas
naturales y sintéticas, poniendo un énfasis especial en el cuidado del medio ambiente y el desarrollo sustentable.
Es importante destacar que la asignatura de Química 2 contribuye ampliamente al desarrollo de las competencias genéricas
que conforman el perfil de egreso del bachiller, cuando se autodetermina y cuida de sí, por ejemplo, al enfrentar las dificultades que se le presentan al resolver un problema y es capaz de tomar decisiones ejerciendo el análisis crítico; se expresa y comunica utilizando distintas formas de representación gráfica (símbolos químicos, reacciones químicas, etcétera) o incluso
cuando emplea el lenguaje ordinario, u otros medios (ensayos, reportes de actividades experimentales) e instrumentos (calculadoras, computadoras) para exponer sus ideas; piensa crítica y reflexivamente al construir hipótesis; diseña y aplica modelos
teóricos, evalúa argumentos o elige fuentes de información para analizar o resolver situaciones y problemas de su entorno;
aprende de forma autónoma cuando revisa sus procesos de construcción del conocimiento (aciertos, errores) o los relaciona
con su vida cotidiana; trabaja en forma colaborativa al aportar puntos de vista distintos o proponer formas alternas de solucionar
un problema; participa con responsabilidad en la sociedad al utilizar sus conocimientos en la solución de diversos problemas
considerando el cuidado del medio ambiente y el desarrollo sustentable.
Víctor Manuel Ramírez Regalado
VII
Competencias genéricas del Bachillerato General
Competencias genéricas del Bachillerato General
Las competencias genéricas son aquellas que todos los bachilleres
deben estar en la capacidad de desempeñar, y les permitirán a los
estudiantes comprender su entorno (local, regional, nacional o internacional) e influir en él, contar con herramientas básicas para
continuar aprendiendo a lo largo de la vida, y practicar una convi-
vencia adecuada en sus ámbitos social, profesional, familiar, etc.,
por lo anterior estas competencias construyen el Perfil del Egresado del Sistema Nacional de Bachillerato.
A continuación se enlistan las competencias genéricas:
1. Se conoce y valora a sí mismo y aborda problemas y retos teniendo en cuenta los objetivos que persigue.
2. Es sensible al arte y participa en la apreciación e interpretación de sus expresiones en distintos géneros.
3. Elige y practica estilos de vida saludables.
4. Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la utilización de medios, códigos y herramientas apropiados.
5. Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a partir de métodos establecidos.
6. Sustenta una postura personal sobre temas de interés y relevancia general, considerando otros puntos de vista de manera crítica y reflexiva.
7. Aprende por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida.
8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos.
9. Participa con una conciencia cívica y ética en la vida de su comunidad, región, México y el mundo.
10. Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales.
11. Contribuye al desarrollo sustentable de manera crítica, con acciones responsables.
VIII
Grupo Editorial Patria®
Competencias disciplinares básicas
del campo de las Ciencias Experimentales
Competencias disciplinares básicas
Bloque de introducción
a las ciencias sociales
1
2
3
4
5
1. Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ambiente en contextos históricos y sociales
específicos.
X
X
X
X
X
2. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida cotidiana, asumiendo
consideraciones éticas.
X
X
X
X
X
3. Identifica problemas, formula preguntas de carácter científico y plantea las hipótesis necesarias para responderlas.
X
X
X
X
X
4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes
relevantes y realizando experimentos pertinentes.
X
X
X
X
X
5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y comunica
sus conclusiones.
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
6. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fenómenos naturales a partir de evidencias científicas.
7. Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de problemas cotidianos.
X
8. Explica el funcionamiento de máquinas de uso común a partir de nociones científicas.
9. Diseña modelos o prototipos para resolver problemas, satisfacer necesidades o demostrar principios científicos.
X
10. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos observables a simple vista
o mediante instrumentos o modelos científicos.
11. Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las acciones humanas de riesgo
e impacto ambiental.
X
X
X
X
X
12. Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo, sus procesos vitales y el entorno
al que pertenece.
X
X
X
X
X
13. Relaciona los niveles de organización Química, biológica, Física y ecológica de los sistemas vivos.
14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la realización de actividades
de su vida cotidiana.
X
X
X
X
X
X
IX
Las
Secciones deTu libro
Inicio de bloque
Objetos de aprendizaje
En los objetos de aprendizaje encontrarás
los contenidos estructurados, integrados y
contextualizados con una secuencia lógica
y disciplinar, y que son de gran relevancia y
pertinencia al nivel educativo en el que te
encuentras.
Competencias a desarrollar
Se trata de una conjunción de competencias
disciplinares a lograr en cada bloque, que te
permiten demostrar la capacidad que tienes
para aplicar tus conocimientos en situaciones
de la vida personal o social, ya que al mismo
tiempo pondrás en práctica tus destrezas,
habilidades y actitudes.
¿Qué sabes hacer ahora?
Esta sección constituye una
propuesta de evaluación
diagnóstica que te permitirá
establecer las competencias
y conocimientos con los que
cuentas, para así iniciar la
obtención de conocimientos y
capacidades nuevas.
Desempeños por alcanzar
Estos desempeños son los
que se espera que logres al
finalizar cada bloque, te posibilitan poner en práctica tus
conocimientos, habilidades y
actitudes al realizar cada una
de las actividades propuestas
en este libro.
Situación didáctica
¿Cómo lo resolverías?
En cada bloque iniciamos con una situación didáctica que bien puede
ser resolver un problema, realizar un experimento, un proyecto, una
investigación o una presentación, o bien elaborar un ensayo, un video,
un producto, una campaña o alguna otra actividad que permita que
adquieras un conocimiento y competencias personales o grupales, a
través de un reto.
Secuencia didáctica
¿Qué tienes que hacer?
La secuencia didáctica es una guía para que puedas adquirir los
conocimientos y desarrollar habilidades a través de una metodología
que facilite y dirija tus pasos. Son además descriptores de procesos que
por el análisis detallado que hacen, facilitan tu actividad y tus resultados.
Rúbrica
¿Cómo sabes que
lo hiciste bien?
Las rúbricas son métodos
prácticos y concretos que
te permiten autoevaluarte
y así poder emprender
un mejor desempeño.
Puedes encontrar tanto
actitudinales como de
conocimientos.
Ejercicios
Los ejercicios propuestos en este libro te ayudarán a movilizar y
consolidar los conocimientos adquiridos en situaciones reales o
hipotéticas, mismas que te llevarán
evarán a un proceso de interacción,
seguridad y soltura durante tuu aprendizaje.
Taller y actividad experimental
rimental
La experiencia que logres a través de los talleres, actividades
experimentales y de laboratorio
io te ofrece la posibilidad de desarrollar tus competencias y habilidades
dades en la solución de problemas en
situaciones cotidianas, además
ás de estimular y fomentar tu aprendizaje cooperativo durante el trabajo
abajo en equipo.
Ejemplos
Es importante mencionar que a lo largo de los bloques encontrarás
diferentes ejemplos y ejercicios
os que tienen la finalidad de propiciar
y facilitar tu aprendizaje.
Otras herramientas
Tu libro cuenta también con glosario,
bibliografía, vínculos en Internet, líneas de
tiempo, diagramas, mapas conceptuales
además de atractivas imágenes y otras
muchas secciones y herramientas que te
resultarán muy útiles y complementarán
tu aprendizaje.
Aplica lo que sabes
Está diseñada para que puedas aplicar tus conocimientos a
situaciones de tu vida diaria así como al análisis de problemáticas
en tu comunidad y en el mundo en general, que te servirán para
hacer propuestas de mejoras en todos los ámbitos.
Actividad de aprendizaje
A lo largo del libro encontrarás diferentes actividades de aprendizaje, que de forma breve te permitirán reforzar los conocimientos y
competencias adquiridas a través de preguntas puntuales al desarrollo del bloque.
Para tu reflexión
Tiene el propósito de enriquecer el conocimiento que estás adquiriendo con lecturas adicionales, notas informativas e información
relevante para el tema que estás considerando. Esta información
además de ser útil, te permite contextualizar diferentes perspectivas para la misma información.
Instrumentos de evaluación
Lista de cotejo
Son un conjunto de acciones y propuestas que te permitirán hacer una recolección, sistematización y un análisis de los desempeños y logros obtenidos a través del trabajo que
realizaste durante cada bloque, éstos junto con el portafolio de evidencias, te ayudarán a
obtener mejores resultados en las prácticas de evaluación que realice tu profesor/a.
Es una poderosa herramienta de análisis que te posibilitará verificar si has logrado algún desempeño,
asimilar contenidos o si eres capaz de aplicar tus
conocimientos, si has conseguido realizar un procedi i t dde manera adecuada
dimiento
d
d o sii has
h obtenido
bt id
soluciones correctas a un problema planteado.
Portafolio de evidencias
En el libro encontrarás diferentes sugerencias
y actividades que, una vez realizadas, te permitirán construir un gran número de evidencias,
algunas escritas otras a través de la exposición
de temas o presentación de productos. Es
importante que recuerdes que además de
presentar la información, la manera en que lo
hagas determinará el nivel de calidad con la
que se perciba tu trabajo. Por ello se te invita
siempre a realizar tu mejor esfuerzo.
Rúbrica
Éstas te ayudan a verificar el desempeño
logrado al realizar algún trabajo, producto
o evidencia
cia solicitados en cada bloque del
libro. En general, es un listado de criterios o
aspectos que te permiten valorar el nivel de
aprendizaje,
aje, los conocimientos, habilidades,
actitudes y/o desempeños alcanzados sobre
un trabajo en particular.
ti l PPuedes
d realizarlas
li l dde
manera personal o como coevaluación.
www.recursosacademicosenlinea-gep.com.mx
Al haber elegido este libro tienes acceso a
nuestro sitio web, donde encontrarás material
extra como videos, animaciones, audios y
documentos que tienen el objetivo de ampliar
tus conocimientos, dejar más claros algunos
procesos complejos y actualizar de forma
rápida y dinámica la información de todos los
temas del plan de estudios de la DGB.
Aplicas la noción de mol en la cuantificación
de procesos químicos de tu entorno
1
B LO Q U E
Objetos de
aprendizaje
1.1 Mol
1.2 Leyes ponderales
1.3 Implicaciones ecológicas,
industriales y económicas
de los cálculos
estequiométricos
Competencias a desarrollar
t
t
t
t
Elige las fuentes de información más relevantes para establecer la interrelación entre
la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ambiente en contextos históricos y sociales
específicos.
Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida
cotidiana, asumiendo consideraciones éticas de sus comportamientos y decisiones.
De manera general o colaborativa, identifica problemas, formula preguntas
de carácter científico y plantea las hipótesis necesarias para responderlas.
Utiliza las tecnologías de la información y la comunicación para obtener, registrar
y sistematizar información para responder preguntas de carácter científico,
consultando fuentes relevantes y/o realizando experimentos pertinentes.
t
t
t
t
Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis
previas y comunica sus conclusiones aportando puntos de vista con apertura
y considerando los de otras personas de manera reflexiva.
Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción del conocimiento
explicitando las nociones científicas para la solución de problemas cotidianos.
Diseña, aplica y prueba la validez de modelos o prototipos para resolver problemas,
satisfacer necesidades o demostrar principios científicos.
Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las
acciones humanas de riesgo e impacto ambiental advirtiendo que los fenómenos
¿Qué sabes hacer ahora?
Selecciona la opción que consideres correcta
y anótala en el cuadro de la izquierda.
Parte de la química que estudia las relaciones de masa en las reacciones químicas:
a) Termodinámica
b) Cinética química
c) Estequiometría
d) Equilibrio químico
El enunciado “cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo
compuesto, lo hacen siempre en una relación ponderal constante”, se refiere
a la ley de:
a) Proust
b) Dalton
c) Lavoisier
d) Richter
En el fosfato de calcio (Ca3(PO4)2), el porcentaje en peso del fósforo es de:
a) 44.8%
b) 20.0%
c) 36%
d) 68.4%
El valor 6.023 1023 corresponde al número de:
a) Charles
b) Avogadro
c) Boyle
d) Gay-Lussac
Un compuesto contiene 36.5% de Na, 0.8% de H, 24.6% de P y 38.1% de O.
La fórmula más simple del compuesto es:
b) NaH2PO4
c) NaPO3t)2O
d) Na2P2O3t)2O
a) Na2HPO3
En la reacción SO2 O2
SO3 se utilizan 16 g de SO2 y se producen 20 g
de SO3. ¿Cuántos gramos de oxígeno se necesitan en la reacción?
a) 32 g
b) 8 g
c) 4 g
d) 64 g
¿Cuántas moles hay en 100 g del compuesto CO(NH2)2?
a) 3.01
b) 1.66
c) 2.37
d) 1.67
Es un contaminante en el aire:
b) N2
a) O2
d) H2O
c) CO
¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO2) se producen al quemarse 4 litros
de gasolina?
25
8CO2 9H2O
C8H18 O2
2
a) 23 L
b) 9.75 L
c) 32 L
d) 45 L
En la reacción C2H4 O2
C2H4O se obtienen 180 g de óxido de etileno a
partir de 120 g de eteno (C2H4). ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
a) 73.5%
b) 99.7%
c) 80.6%
d) 95.5%
Desempeños por alcanzar
t
t
que se desarrollen en los ámbitos local, nacional e internacional ocurren dentro de un
contexto global interdependiente.
Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo, sus
procesos vitales y entorno al que pertenece asumiendo las consecuencias de sus
comportamientos y actitudes.
Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la
realización de actividades de su vida cotidiana enfrentando las dificultades que se le
presentan siendo consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.
Aplica el concepto de mol al interpretar reacciones que se realizan
en diferentes ámbitos de su vida cotidiana y en la industria.
Realiza cálculos estequiométricos en los que aplica las leyes
ponderales.
Argumenta la importancia de los cálculos estequiométricos en
procesos que tienen repercusiones económicas y ecológicas en su
entorno.
1
BLOQUE
Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno
Situación didáctica
¿Cómo identificas el reactivo limitante
de una reacción química?
Para contestar esta pregunta es necesario presentar un ejemplo
cotidiano.
Para hornear un pastel tenemos la siguiente receta:
2 tazas de harina
2 huevos
1 taza de azúcar
1 ½ cucharadas de polvo de hornear
1 taza de agua
1/3 de taza de aceite
Suponiendo que en la cocina tenemos únicamente 16 tazas de harina, 6 huevos, 9 tazas de azúcar, 15 cucharadas de polvo de hornear,
10 tazas de agua y 3 1/3 tazas de aceite, ¿cuántos pasteles podemos
hornear?
Al comparar lo que tenemos en la despensa de la cocina con la receta
propuesta, tenemos que: 16 tazas de harina alcanzan para 8 pasteles
Cantidad
de la receta
Materia prima
o ingredientes
2
Tazas de harina
2
1
¿Cómo lo resolverías?
(dos tazas de harina por pastel), 6 huevos para 3 pasteles (dos huevos
por pastel) y hay azúcar suficiente para 9 pasteles (una por pastel).
Las existencias de polvo de hornear, agua y aceite alcanzan para diez
pasteles (confírmalo con la receta). No obstante, no podemos hacer
7, 9 o 10 pasteles con los ingredientes disponibles. ¿Por qué?
Comparando la receta propuesta con la existencia en la despensa
tenemos el siguiente cuadro comparativo:
Tenemos solo seis huevos, que son apenas suficientes para hacer
tres pasteles. La existencia de huevos limita el número de pasteles
que podemos hacer. Las cantidades que sobran de los otros reactivos (harina, azúcar, polvo de hornear, agua, aceite) simplemente se
quedan sin usar. Si queremos hornear más pasteles tendremos que
comprar más huevos.
En términos químicos, en nuestro ejemplo de elaboración de pasteles los huevos serían el reactivo limitante. El reactivo limitante es
la sustancia de partida que se agota primero cuando ocurre una reacción química, y controla la cantidad de producto que puede formarse.
Existencia
en despensa
Número de pasteles
que se formarían
16
8
Huevos
6
3
Taza de azúcar
9
9
Cucharada de polvo de hornear
15
10
1
Taza de agua
10
10
/
Taza de aceite
3 1/3
10
1 1/2
1 3
Forman 1 pastel
Secuencia didáctica
¿Qué tienes que hacer?
A continuación se listan una serie de acciones que debes seguir para contestar a la problemática de la pregunta central. Es importante que reflexiones, seas claro y objetivo a fin de que esta experiencia sea útil al reconocer tus debilidades para superarlas y tus fortalezas para beneficiarte de ellas.
1. Intégrate a un equipo de compañeros para que presenten sus
respuestas en plenaria y analicen las formas de resolver los
ejercicios anteriores.
2. Diseña otro ejemplo semejante al de la situación didáctica de
los pasteles, pero suponiendo que se cuenta con 26 huevos.
3. ¿Cuántos pasteles pueden hornearse si los demás ingredientes
están presentes en las mismas cantidades?
4
4. ¿Cuál es el ingrediente que limita el número de pasteles que se pueden hornear? ¿Es decir, cuál es el reactivo limitante?
5. Elabora un reporte donde expreses de manera objetiva tus reflexiones sobre el concepto de reactivo limitante.
Grupo Editorial Patria®
Rúbrica
¿Cómo sabes que lo hiciste bien?
Con el propósito de revisar si adquiriste los conocimientos del bloque, resuelve el siguiente problema cotidiano:
1. Un restaurante prepara almuerzos para llevar. Cada paquete
completo requiere: 1 sandwich, 3 pepinillos, 2 servilletas de
papel, 1 envase de leche y 1 recipiente. El inventario para hoy
es: 60 sandwiches, 102 pepinillos, 38 servilletas, 41 envases de
leche y 66 recipientes.
a) Al preparar los almuerzos para llevar, ¿qué componente
se agotará primero?
b) ¿Qué componente es el reactivo limitante?
c) ¿Cuántos almuerzos completos es posible preparar?
2. Con la dirección del maestro organicen un debate sobre la importancia de conocer el reactivo limitante de una reacción
química.
3. Intégrate a un equipo de compañeros que presenten sus respuestas en plenaria y analicen el punto central de esta situación didáctica.
4. ¿Leí todo el contenido del bloque?
5. ¿Puedo resolver la problemática que se me presente en otro problema químico diferente, con respecto al tema de reactivo limitante?
6. Establezco las conclusiones correspondientes y elaboro un
reporte en donde expreso de manera clara y objetiva mis reflexiones sobre esta actividad.
Portafolio de evidencias
Pasos para hacer el portafolio de evidencias
1. En una computadora crea una carpeta con el nombre Química2.
2. Crea un archivo en un procesador de textos con tu nombre_Química2.
3. Crea dentro de la carpeta Química2 otra carpeta con tu nombre_Bloque1.
4. Dentro de la carpeta Bloque1 guarda las evidencias que indique
tu profesor.
5. Envía los archivos por correo electrónico a tu profesor.
5
1
BLOQUE
Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno
1.1 Mol
En el laboratorio no es posible trabajar con partículas químicas individuales, por lo que se hizo necesario
establecer una unidad que permitiera
relacionar la masa de cualquier sustancia con su número real de partículas. Así para establecer esa relación se
emplea el mol, que es una unidad básica
del Sistema Internacional, donde se defi- Figura 1.1
Un montón de lápices.
ne como la cantidad de sustancia de
un sistema que contiene tanto entidades elementales como átomos en 0.012 kg de carbono 12. Así, al usar el mol debemos especificar las entidades elementales, que pueden ser átomos, moléculas,
iones, electrones u otras partículas o grupos específicos de tales
partículas.
El término mol proviene del latín y significa pila o montón, por
lo que, en términos comunes, se puede decir que un mol es un
montón de partículas (u, unidades correspondientes). Numéricamente, un mol se determina así:
1 g 6.023 1023
Por razones históricas, este factor de conversión entre unidades recibe el nombre de número de Avogadro y se representa
por NA:
NA 6.023 1023 partículas
1 mol de átomos 6.023 s 1023 átomos
1 mol de moléculas 6.023 s 1023 moléculas
1 mol de electrones 6.023 s 1023 electrones
Es decir, un mol de cualquier sustancia equivale a su masa molecular expresada en gramos. Equivale a 6.023
s 1023 moléculas. Es más común utilizar el concepto mol en lugar de
peso molecular gramo.
Figura 1.2
Número de Avogrado
(NA 6.023 s 1023).
Volumen molecular gramo. Se define como el volumen que ocupa un mol
de cualquier gas a 0 °C y 1 atmósfera, o
en otras palabras, un volumen que es
igual a 22.4 litros.
Ejemplo
1 mol de H2 2 g 6.023 s 1023 moléculas 22.4 L
2 moles de H2 4 g 12.046 s 1023 moléculas 44.8 L
6
Figura 1.3
Equivalencia mol/gramo de un átomo de carbono.
Para tu reflexión
¿Por qué las ollas se llenan de sarro?
El agua que obtenemos de la llave rara vez es pura. Las compañías que
suministran este líquido le agregan sustancias químicas cuando le dan
tratamiento. El agua misma disuelve, sobre todo, los sulfatos y carbonatos de calcio o magnesio presentes en el suelo. Estas sustancias
salinas son las que hacen que el agua dura forme sarro en ollas, planchas de vapor, tuberías de agua caliente y alrededor de los orificios de
las regaderas.
Cuando pones a hervir agua en una olla, parte de las sales de magnesio y calcio que contiene dicha agua se cristalizan en las áreas más calientes del recipiente y se adhieren al metal. Esto sucede porque las
sales que contiene el agua se concentran conforme ésta se evapora. Si
llenas la olla al máximo, agregas mayor cantidad de sustancias salinas
y el agua se satura de sales cristalizables. Por esta razón, al llenar frecuentemente una olla con agua y hervirla una y otra vez, se forma una
gruesa capa de óxido en su interior.
Unidades químicas
Átomo-gramo. Se define como el peso atómico o masa atómica, expresada en gramos, de un elemento.
Ejemplo
Un átomo gramo de sodio (Na) pesa 23 g y contiene 6.023 s 1023
átomos de sodio. Un átomo gramo de carbono pesa 12 g y contiene 6.023 s 1023 átomos de carbono.
Molécula-gramo. Se define como el peso molecular, expresado en
gramos, de una sustancia (elemento o compuesto).
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Ejemplo
Para tu reflexión
Un mol de monóxido de carbono (CO) pesa 28 g y contiene 6.023
s 1023 moléculas del mismo. Un mol de agua (H2O) pesa 18 g y
contiene 6.023 s 1023 moléculas del mismo. Un mol de azufre (S)
pesa 32 g y contiene 6.023 s 1023 átomos del mismo.
¿Por qué el detergente blanquea
más la ropa blanca?
Técnicas matemáticas
Las operaciones matemáticas utilizadas en los cálculos químicos
emplean masas molares para establecer relaciones entre masa y
moles, y relaciones molares para ecuaciones en que intervienen varias especies. Como una analogía a los problemas de estequiometría consideremos la siguiente relación: el peso promedio de una
gallina es de 2.250 kg
2.250 kg / 1 gallina
Esta relación se puede usar como un factor para contar gallinas con
base en su peso. ¿Cuántas gallinas hay en 45 kg? Empleando el peso
de una gallina como factor de conversión tenemos:
1 gallina
20 gallinas
2.250 kg
Considerando la “fórmula” para una gallina, deducimos que hay
dos patas por cada ave.
45 kg s
2 patas
1 gallina
Esta relación nos sirve para calcular, por ejemplo, cuántas patas hay
en 45 kg de gallinas. Primero se usa el peso para hallar el número de
gallinas y después la relación para encontrar el número de patas.
1 gallina 2 patas
s
40 patas
2.250 kg 1 gallina
Y podemos averiguar más. Por ejemplo, si conocemos el peso promedio de una pata, podemos determinar el peso de cierto número
de patas dado un peso de gallinas. Suponiendo que una pata pesa
0.200 kg, entonces:
45 kg s
0.200 kg
1 pata
Si usamos esta relación junto con los factores mencionados anteriormente, podemos convertir el peso de las gallinas en peso de
patas. ¿Cuántos kilogramos de patas hay en 45 kilogramos de gallinas? Primero calculamos el número de gallinas, después el número
de patas, y finalmente el peso de las patas.
1 gallina
2 patas
0.200 kg
s
s
8.0 kg
2.250 kg
1 gallina
1 pata
Este mismo tipo de razonamientos se siguen en el cálculo estequiométrico, excepto que se trabaja con masas y moles, no con gallinas.
45 kg de gallina s
Con el tiempo, la mayoría de las telas blancas adquieren un tono amarillento. Para combatir este proceso natural, muchos detergentes contienen lo que los fabricantes llaman blanqueadores ópticos y químicos.
Los blanqueadores ópticos, que se conocen como abrillantadores de
telas, absorben la luz ultravioleta invisible y emiten luz azul visible. Esto
contrarresta cualquier tono amarillento de la tela y la vuelve blanca.
Durante el día, la luz que emiten las telas tratadas con blanqueadores
ópticos tienen un aspecto más brillante, y por la noche, en una habitación iluminada sólo con luz ultravioleta, el blanqueador óptico hace que
las prendas resplandezcan levemente y evoquen el efecto sutil de una
escena de teatro negro.
Por otra parte, los blanqueadores químicos quitan las manchas y abrillantan el color de las telas blancas. Estos blanqueadores adicionan
oxígeno o cloro a las sustancias limpiadoras (blanqueador oxidante), o
bien, quitan el oxígeno directamente a las manchas (blanqueador reductor). Así, esta reacción química convierte los agentes colorantes,
que ensucian, en sustancias incoloras. Los detergentes con blanqueadores químicos suelen tener la cantidad adecuada de sustancias para
quitar las manchas y no decolorar el resto de la prenda.
Masas
atómicas de
los elementos
¿Es lo mismo decir masa
atómica que peso atómico?
¿Cómo puedes pesar un
átomo si no lo puedes tocar
o ver? ¿Cómo calculó Dalton las masas atómicas de
los elementos? ¿Qué signi- Figura 1.4
fica uma? ¿Por qué se le La masa atómica se define como la cantidad
materia contenida en los átomos de los
asignó al hidrógeno una de
elementos.
masa atómica con valor 1?
¿Quién inventó el primer espectrógrafo de masas en 1919? ¿Cuál
es la unidad química que se define como “un montón de sustancias”? ¿A cuántos átomos equivale un mol? ¿Cuánto pesan las moléculas? ¿Para qué sirve la masa molar de un elemento? ¿Será lo
mismo decir masa molecular que masa molar de una sustancia?
¿Cómo se calcula la masa molar de un compuesto químico? ¿Qué
unidades se utilizan para medir la masa molar?
Masas atómicas relativas
La masa o el peso de la mayoría de los objetos se mide tomando
como unidad el kilogramo. Así las cantidades que resultan de esta
7
1
BLOQUE
Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno
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? Resultarían cifras extraordinariamente
pequeñas.
John Dalton estableció en sus postulados que cada átomo tiene un
peso o masa propia y distinta a la de otros átomos. Para determinar
esa masa escogió en forma relativa al átomo más ligero, que resultó
ser el átomo de hidrógeno, y se le asignó el valor 1. Así, si un elemento tiene una masa de 40, quiere decir que sus átomos tienen
una masa 40 veces mayor que la del átomo de hidrógeno. A este
concepto se le conoce apropiadamente como masa atómica relativa, aunque de manera usual se le llama peso atómico.
Partiendo de lo anterior, Dalton estableció una tabla de masas atómicas que incluía a la mayor parte de los elementos entonces conocidos. En esta tabla, la masa atómica del hidrógeno era 1; la del
nitrógeno, 5; la del carbono, 5.4; la del oxígeno, 7; la del fósforo, 9;
la del azufre, 13; la del magnesio, 20; la del hierro, 50; la del oro,
190, etc. Sin embargo, Dalton cometió un error fundamental al determinar tales valores: supuso, en más casos de los debidos, que los
átomos se combinaban en la proporción 1 a 1. A pesar de esto, la
tabla de Dalton constituyó la base para designar la masa atómica de
los elementos. Solo muchos años después, en lugar de tomar como
referencia al hidrógeno, se seleccionó al oxígeno para establecer las
masas atómicas.
Actualmente, por razones de precisión, para determinar las masas
atómicas de los elementos se toma como base el carbono 12 (el
isótopo más abundante de carbono), al que se le asigna un valor
exacto de 12. Esto quiere decir que la unidad corresponde a la doceava parte de la masa de dicho átomo.
1m
(carbono 12) 1 uma
12
(uma unidad de masa atómica)
Tomando este valor, el hidrógeno tiene entonces una masa atómica relativa (peso atómico) de 1.00797, es decir, casi igual a la que
se le asignó antiguamente.
Elemento
Masa atómica relativa (uma)
Carbono (C)
12
Magnesio (Mg)
24
Oxígeno (O)
16
Azufre (S)
32
De acuerdo con lo anterior, el oxígeno tiene una masa de 16 uma y,
por tanto, su masa es 1 1/3 veces mayor que la del carbono.
En la actualidad, los valores de las masas atómicas se determinan
por medio de un espectrómetro de masa o espectrógrafo de
masa, el cual fue inventado en 1919 por Francis William Aston
(1877-1945). Con este aparato se midieron los isótopos de los diversos elementos y se encontró que solo hay 25 elementos puros y
los demás son mezclas de isótopos. Fue así como se supo que el
oxígeno tiene tres isótopos:
17
18
16
O
O
O
8
8
8
1
2
3
H
H
H
1
Protio
1
Deuterio
1
Tritio
Y que el hidrógeno tiene tres:
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual
número atómico (protones o electrones) pero diferente masa atómica (neutrones).
Tomando en cuenta los isótopos de un elemento y el porcentaje de
su presencia en la naturaleza, se obtiene un promedio que representa su masa atómica. Por ejemplo, se encontró que el galio, en
una muestra de 100 g, contiene 60.108% de un isótopo con masa
atómica de 68.9256 y 39.892% de otro isótopo con masa atómica
de 70.9247.
A continuación se presenta la masa atómica relativa de algunos elementos.
Elemento
8
Masa atómica relativa (uma)
Hidrógeno (H)
1
Helio (He)
4
Litio (Li)
7
Berilio (Be)
9
Boro (B)
11
Figura 1.5
Manejo de isótopos. El estudio de los isótopos ha beneficiado a mejorar la salud humana.
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Masa atómica del galio (Ga)
(60.108 s 68.9256) (39.892 s 70.9247)
69.72 uma
100
De la misma forma se calculan las demás masas atómicas de los elementos con isótopos.
Masa molecular
¿Cuánto pesan las moléculas? Las moléculas están formadas por
dos o más átomos, por esta razón, el peso de una molécula es la
suma de los pesos de los átomos que la forman. A ese peso se le
llama peso molecular o masa molecular, que representa cuántas
veces es mayor la masa de una molécula de un compuesto que la
masa del átomo de hidrógeno.
La masa molecular se obtiene sumando las masas atómicas de los
átomos que integran una molécula. Para ello es necesario tomar en
cuenta la fórmula molecular, pues en ella se indica el número
de átomos que tienen los elementos que la constituyen.
Ejemplos
Calcular la masa molecular de los siguientes compuestos:
a) Agua (H2O)
Elemento
Número de átomos
Masa atómica
(aproximada)
H
2
s
1 2
O
1
s
16 16
Masa molecular del H2O 18 uma
b) Cloruro de sodio (NaCl)
Elemento
Número de átomos
Masa atómica
Na
1
s
23 23.0
Cl
1
s
35.5 35.5
Masa molecular del NaCl 58.5 uma
c) Ácido sulfúrico (H2SO4)
Elemento
Número de átomos
Masa atómica
H
2
s
1 2
S
1
s
32 32
O
4
s
16 64
Masa molecular del H2SO4 98 uma
d) Sulfato férrico [ Fe2(SO4)3]
Elemento
Número de átomos
Masa atómica
Fe
2
s
56 112
S
3
s
32 96
O
12
s
16 192
Masa molecular del [ Fe2(SO4)3] 400 uma
Masa molar de los elementos
Como mencionamos, los átomos de cualquier elemento son tan
pequeños que, en la práctica, resulta imposible medir su masa atómica con una balanza. Por ello se usa el número de Avogadro
(6.023 s 1023), el cual nos permite determinar la equivalencia entre la masa en gramos y la masa atómica de un átomo. Así obtenemos un mol y, por tanto, la masa de un mol o masa molar. Como
esta masa es numéricamente igual a la masa atómica del elemento,
pero expresada en gramos, es posible determinarla por medio de una
balanza. Ejemplos:
Elemento
Masa atómica
Número
de moles
Masa molar
Sodio
23 uma
1
23 g
Azufre
32 uma
1
32 g
Hierro
56 uma
1
56 g
Zinc
65 uma
1
65 g
Para calcular la masa molar de un elemento es necesario conocer
su masa atómica, y para ello usamos la tabla periódica de los elementos, que estudiaste en el curso anterior. Como las masas atómicas son números fraccionarios, para facilitar su manejo hay que
redondearlos al entero más próximo. Si el número está debajo
de 0.5 se redondea al inmediato inferior; si el número está arriba de
0.5 se redondea al inmediato superior.
Por ejemplo:
El silicio (Si) tiene una masa atómica de 28.09 uma y se aproxima a
28 g.
El galio (Ga) tiene una masa atómica de 69.72 uma y se aproxima a
70 g.
El cobre (Cu) tiene una masa atómica de 63.55 uma y se aproxima
a 63.5 g.
El cloro (Cl) tiene una masa atómica de 35.45 uma y se aproxima a
35.5 g.
Nota: Estos dos últimos elementos es conveniente dejarlos en .5
para evitar errores importantes en los cálculos, ya que están
muy próximos a la cantidad intermedia. Son los únicos dos
casos de este tipo en toda la tabla periódica.
Con estos datos podemos saber la cantidad en gramos de varios
moles. Para ello multiplicamos el valor de un mol por el número
de moles del elemento requerido. Ejemplos:
¿Cuál es el peso de 3 moles de sodio (Na)?
Como: 1 mol de Na 23 g (véase dato en la tabla periódica)
3 moles de Na s
23 g
69 g de Na
1 mol de Na
9
1
BLOQUE
Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno
¿Cuántos moles hay en 34.5 g de sodio (Na)?
34.5 g de Na s
1 mol de Na
1.5 moles de Na
23 g de Na
¿Cuántos moles de aluminio hay en 216 g de aluminio (Al)?
1 mol de aluminio 27 g
Como:
216 g de Al s
1 mol de Al
8 moles de Al
27 g de Al
Actividad de aprendizaje
Completa el siguiente cuadro con los datos que faltan. Utiliza la tabla periódica de los elementos.
Elemento
Símbolo
Masa atómica (aproximada)
Masa de un mol o masa molar
Número de moles
Nitrógeno
Titanio
Potasio
Plata
Plomo
Selenio
Masa de un mol de moléculas
La masa de un mol de moléculas se define como la masa molecular de esa medida expresada en gramos, equivalente a 6.023 s 1023 moléculas.
Ejemplo: un mol de cloruro de sodio (NaCl) pesa 58.5 g.
Na 1 átomo s 23 23 g
Cl 1 átomo s 35.5 35.5 g
1 mol 58.5 g
23
1 mol de NaCl 58.5 g 6.023 s 10 moléculas de NaCl
Por tanto, la masa molecular del cloruro de sodio es igual a 58.5 uma, y la masa molar
del cloruro de sodio es igual a 58.5 g.
Actividad de aprendizaje
Determina la masa molecular y la masa molar de los siguientes compuestos:
Elemento
Sulfato de cobre (II)
Número de átomos masa atómica
(aproximada)
Símbolo
CuSO4
Carbonato de aluminio
Al2(CO3)3
Sacarosa
C12H22O11
10
Masa molecular
(uma)
Masa molar
(g)
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Volúmenes de combinación y moléculas
(ley de Avogadro)
Ley de las combinaciones volumétricas (Gay-Lussac-Humboldt)“En cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en ella, medidos en las mismas
condiciones de temperatura y presión, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos”.
Conforme avanzó la ciencia química se estudió el volumen de las sustancias gaseosas en las
reacciones químicas. En 1805 Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), en colaboración
con Alexander von Humboldt (1769-1859), comprobó que al combinar 2 volúmenes de hidrógeno con 1 volumen de oxígeno se forman 2 volúmenes de agua.
Figura 1.6
Joseph Louis Gay-Lussac.
1 volumen de oxígeno
2 volúmenes de hidrógeno
2 H2
2 volúmenes de agua
1 O2
2 H2O
Relación 2:1:2
Posteriormente, en 1808, Gay-Lussac completó sus observaciones con otros gases:
1 volumen de hidrógeno 1 volumen de cloro
1 H2
2 volúmenes de cloruro de hidrógeno
1Cl2
2 HCl
Relación 1:1:2
1 volumen de nitrógeno 1 N2
3 volúmenes de hidrógeno
2 volúmenes de amoniaco
3 H2
2 NH3
Relación 1:3:2
Como vemos, estas reacciones muestran que la relación de los volúmenes es de números
enteros y sencillos. Ahora bien, la ley de Gay-Lussac se limita a describir los resultados de
los experimentos de un modo resumido, pero no los explica.
Actividad de aprendizaje
Completa el siguiente cuadro con los datos que faltan. Utiliza la tabla periódica de los elementos.
Elemento
Símbolo
Masa atómica
(aproximada)
Masa de un mol
o masa molar
Número de moles
Fósforo
Calcio
Oro
Mercurio
Arsénico
Uranio
11
1
BLOQUE
Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno
Actividad de aprendizaje
Determina la masa molecular y la masa molar de los siguientes compuestos:
Elemento
Número de átomos masa atómica
(aproximada)
Símbolo
Sulfato de potasio
K2SO4
Carbonato de
calcio
CaCO3
Glucosa
C6H12O6
Masa molecular
(uma)
Masa molar
(g)
Actividad de aprendizaje
Realiza los cálculos correspondientes y completa el siguiente cuadro.
Fórmula
Masa
Masa molecular
H2
10 g
Br2
20 g
PH3
30 g
HCl
40 g
H2SO4
50 g
KOH
60 g
H2O
100 g
Moles
Moléculas
Ley de Avogadro
“Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases diferentes
contienen el mismo número de moléculas”.
Si tenemos por separado 3 litros de oxígeno y 3 litros de hidrógeno, y los ponemos en las
mismas condiciones de temperatura y presión, el número de moles de cada muestra de
gas debe ser igual.
De acuerdo con Dalton, la combinación de hidrógeno y oxígeno se representa gráficamente de la siguiente manera:
Figura 1.7
Se observan tres gases diferentes que tienen el mismo
número de moléculas.
12
1 molécula
de hidrógeno
1 molécula
de hidrógeno
1 molécula
de oxígeno
1 molécula
de agua
1 molécula
de agua
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Esto significa que el átomo de oxígeno tiene que partirse, lo cual no es posible, pues el mismo Dalton determinó que el átomo permanece indivisible en las reacciones químicas.
Con la ley de Avogadro esta contradicción se resolvió ya que se pudo confirmar que los
gases se combinan en relaciones de números enteros. Además, Avogadro especificó que
las moléculas de los elementos gaseosos debían ser diatómicas (H2, O2, Cl2, etcétera).
Aunque como hemos visto, esta idea entraba en conflicto con las ideas de Dalton.
2 moléculas
2
1 molécula
1
1 molécula
H2
1 molécula
H2
2 moléculas
2
1 molécula
O2
2 moléculas de agua
H2O
H2O
Como vemos, el oxígeno, como molécula diatómica, se puede dividir en dos átomos, lo
cual permite obtener dos moléculas de agua.
Conversiones masa-mol-volumen molar
Conversión a moles y gramos
¿A cuántos moles equivalen 2.15 s 1023 moléculas de NH3? ¿Qué masa corresponde a
este número de moléculas?
1 mol
6.023 s 1023 moléculas
0.357 moles NH3
2.15 s1023 moléculas s
0.357 moles NH3 s
17 g NH3
6.0684 g NH3
1 mol NH3
Conversión a átomos
¿Cuántos átomos hay en una muestra de 20 g de oro?
1 mol Au 6.023 s 1023 átomos de Au
s
s 20 g Au
1 mol Au
197 g Au
0.6114 s 1023 átomos de Au
1.2 Leyes ponderales
Las leyes ponderales son la base fundamental de la química cuantitativa, pues mediante
ellas podemos determinar los pesos y volúmenes de las sustancias que intervienen en
una reacción química. Estas leyes son cuatro:
Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier
Ley de las proporciones constantes o ley de Proust
Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton
Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes o ley de Richter-Wenzel
Dichas leyes fueron enunciadas, en su mayoría, antes de que se dispusiera de un modelo
atómico sobre la constitución de la materia.
Figura 1.8
El hombre transforma la materia, para obtener mejores
productos.
13
1
BLOQUE
Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno
Figura 1.9
Conocer las técnicas utilizadas antiguamente permitió que
fuesen mejoradas hasta llegar a los espectaculares adelantos
tecnológicos de hoy.
La estequiometría es la parte
de la química que basada en las
leyes ponderales nos permite
calcular la cantidad de cada una
de las sustancias que se obtendrán en una reacción química.
Este cálculo es indispensable
ya que no es suficiente con saber cuáles son los componentes de una sustancia o de un
producto para poder producirlo. Por ejemplo casi toda la gente que fabrica los refrescos y la
Figura 1.10
mayoría de los cosméticos desLa estequiometría es de gran importancia
conoce las fórmulas de esos
para los químicos, ya que permite obtener
teóricamente el rendimiento de una
productos; saben qué sustanreacción.
cias los componen, pero no en
qué cantidades. Pequeñas alteraciones en esas fórmulas pueden ocasionar grandes pérdidas o
demandas legales contra las empresas fabricantes. Por ello, conocer la composición de las sustancias y calcular sus reacciones es
una tarea fundamental de los químicos.
matizar obsesivamente sus experimentos. En 1772, Lavoisier
logró comprar un diamante al
que luego convirtió en monóxido de carbono tras exponerlo a un fuerte calentamiento.
También calentó diversos metales en recipientes cerrados
con una cantidad limitada de
aire; así observó que una capa
de la superficie del metal se calcinaba, y que el peso del meFigura 1.11
tal, el aire y el recipiente era
Antoine Laurent Lavoisier.
igual al peso del recipiente y el
metal con la superficie calcinada. Estos experimentos le permitieron establecer dos conocimientos importantes: que en el aire existe un gas llamado oxígeno (formador de óxidos), y la ley de la
conservación de la masa. Estableció que: “En un sistema sometido
a un cambio químico, la masa total de las sustancias que intervienen permanece constante”. O en otras palabras: la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.
Ejemplo
El hidrógeno se combina con el oxígeno para formar agua.
2H2 O2
2 H2O
Reactivos
Producto
Reactivos
4 átomos de hidrógeno
Producto
producen
2 átomos de oxígeno
4 átomos de hidrógeno
2 átomos de oxígeno
Como se tienen átomos en igual número y de la misma clase en ambos
lados de la ecuación, ésta queda balanceada.
Los coeficientes anteriores nos proporcionan la siguiente información:
La estequiometría y sus recursos son el cimiento de prácticamente
todos los procesos químicos y un apoyo del trabajo de la mayoría
de los profesionales de la química. La estequiometría ayuda al químico orgánico o inorgánico a calcular la eficiencia de una nueva
síntesis, al ingeniero químico a planear procesos más económicos y
eficientes y al bioquímico a entender las relaciones ponderales en
los procesos metabólicos.
2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas
de agua.
Ley de Lavoisier
2 2 g 1 32 g 2 × 18 g
Esta ley es fundamental para realizar cualquier cálculo en una reacción química. Fue establecida por Antoine Laurent Lavoisier
(1743-1794), químico francés que se caracterizó por medir y siste-
4 g de hidrógeno 32 g de oxígeno 36 g de agua
14
2 moles de hidrógeno 1 mol de oxígeno 2 moles de agua.
2 6.023 1023 moléculas de hidrógeno 1 6.023 1023
moléculas de oxígeno 2 6.023 1023 moléculas de agua.
2 volúmenes de hidrógeno 1 volumen de oxígeno 2 volúmenes
de agua.
36 g de reactivos 36 g de productos
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Reacciones químicas y estequiometría
Las ecuaciones nos dan información cualitativa y cuantitativa. Cada
símbolo y cada fórmula en una ecuación representan una cantidad
específica de elementos y compuestos.
Las relaciones de masa entre los reactivos y los productos de una
reacción química son de gran interés para los científicos, pues nos
permiten determinar qué cantidad de reactivos se necesita combinar, y qué cantidad de producto se formará a partir de esos reactivos. Es decir, con el estudio de las relaciones de masa podemos
saber qué cantidad de producto se formará con una cantidad específica de reactivo.
Relación masa a masa
170
143.5
Calcula los gramos de cloruro de plata (AgCl) que se obtienen a
partir de 25 g de nitrato de plata (AgNO3) con la siguiente reacción:
X
25 g s 143.5 g/mol
21.10 g AgCl
170 g/mol
Otro ejemplo: ¿Cuántos gramos de Cu2S se producen cuando reaccionan 10 g de CuCl?
CuCl H2S
En este caso la ecuación ya está balanceada.
Cu: 2 s 63.5 127
CuCl
Cl: 2 s 35.5 71
MM 198 g/mol
Cu: 2 s 63.5 127
Cu2S
S: 1 s 32
14
O: 3 s 16
48
MM 159 g/mol
198 g/mol
MM 143.5 g/mol
Ag: 1 s 108 108
2CuCl H2S
Cl: 1 s 35.5 35.5
En este caso es entre el cloruro de plata (AgCl) y el nitrato de plata
(AgNO3).
25 g
Cu2S 2HCl
?
Paso 4. Realiza el cálculo de acuerdo con lo planteado en este caso:
Paso 3. Establece entre qué sustancias se está verificando el problema.
AgNO3 NaCl
159 g/mol
10 g
MM 170 g/mol
170 g/mol
32
Paso 3. Establece entre qué sustancias se está verificando el problema:
Ag: 1 s 108 108
N: 1 s 14
Cu2S 2HCl
Paso 2. Calcula la masa molecular de las sustancias participantes
en el problema:
Paso 2. Calcula la masa molecular de las sustancias participantes
en el problema:
AgCl:
Cu2S HCl
2 CuCl H2S
AgCl NaNO3
Paso 1. Balancea la ecuación química.
AgNO3
X
25
Paso 1. Balancea la ecuación:
Los coeficientes de una ecuación balanceada nos dan las cantidades relativas (en moles) de los reactivos y de los productos. Los
cálculos que se realizan para buscar las masas de las sustancias que
toman parte en una reacción se llaman problemas de masa a masa.
Por ejemplo:
AgNO3 NaCl
Paso 4. Realiza el cálculo de acuerdo con lo planteado en este
caso:
143.5 g/mol
AgCl NaNO3
?
X
198
159
10
X
10 s 159
8.030 g de Cu2S
198
Relación mol a mol
Conocido el número de moles de una especie, encuentra el número de moles correspondientes a otras especies.
15
1
BLOQUE
Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno
Ejemplo
Relación masa a volumen
Cuántos moles de hidrógeno se combinan con 0.276 moles de oxígeno
mediante la reacción:
Dada la masa de una especie, halla el volumen de otras especies gaseosas en condiciones específicas.
2H2 O2
X (moles)
2 H2O
Ejemplo
0.276 moles
Solución:
Cuántos litros de oxígeno se necesitan para combinarse con 8.08 g de
hidrógeno a 25 °C y 780 mmHg en la reacción:
2 moles de H2
1 mol de O2
X moles de H2
0.276 moles de O2
X
2 s 0.276
1
2 H2 O2
0.552 moles de H2
2 H2O
Para resolver este problema se recomienda efectuar las siguientes
conversiones:
g H2
moles H2
Relación masa a mol
moles O2
litros O2 TPN
Dada la masa de una especie, determina el número de moles correspondiente de otras especies.
8.08 g Ejemplo
1 mol H2
2.02 g
298 K
273 K
litros O2
1 mol O2
2 moles H2
760 mmHg
780 mmHg
22.4 L
1 mol O2
47.6 L
Cuántos moles de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno mediante la reacción:
2H2 O2
2 H2O
n cantidad de sustancia
X (moles) 16 g
Solución:
Convertimos los gramos de oxígeno a moles:
Moles de oxígeno 16 g
32 g/mol
m Ot.
V 7NtO
N Ot/A
m
masa
V
volumen
N
número de
partículas
0.5 mol
Por tanto:
2 moles de H2
1 mol de O2
X moles de H2
0.5 moles de O2
X
2 s 0.5
1
1 mol de H2
2 moles
de H2
Relación volumen a volumen
Conocido el volumen de una especie gaseosa en condiciones determinadas, encuentra el volumen de otras especies gaseosas que
se encuentren en las mismas condiciones. Ejemplo: Mediante la
siguiente reacción, ¿cuántos litros de oxígeno, en condiciones normales de temperatura y presión, se combinarán con 30 litros de
hidrógeno que están en las mismas condiciones?
2H2 O2
30 L H2 s
16
. 2
m22
v 22.4 2
4g
44.8 L
(en condiciones normales,
273 K y 1 atm)
2H2O
1 L O2
2 L H2
V 22.4 L
NA 6.023 1023
N 2 6.023 1023
1.2 1024 móleculas
Figura 1.12
15 L de O2
Mapa que muestra la relación entre las magnitudes masa, volumen, cantidad de sustancia
y número de partículas.
Grupo Editorial Patria®
Relación mol a volumen
% de oxígeno Conocido el número de moles de una especie gaseosa en condiciones definidas, encuentra el volumen de otras especies gaseosas que
se encuentren en las mismas condiciones. Ejemplo:
Ejemplo
En la reacción: 2H2 O2
2H2O, 5 moles de hidrógeno gas
a TPN, ¿qué volumen de litros de agua en estado gaseoso se producirán en las mismas condiciones de temperatura y presión?
En la reacción anterior 2 moles de H2 producen 2 moles de H2O, por
tanto, 5 moles de H2, producirán 5 moles de H2O.
5 moles H2 22.4 L H2
1 mol H2
5 moles de H2O 1 mol H2O
22.4 L H2O
22.4 L
1 mol H2O
16 g de oxígeno
s 100 88.89%
18 g de agua
11.11% de hidrógeno 88.89% de oxígeno 100% de agua
Fórmula mínima
También se le denomina fórmula empírica y se define como
la más simple relación posible que existe entre los elementos o átomos que
forman un determinado compuesto o molécula.
Aplica lo que sabes
Determina la composición de cada uno de los elementos que forman
las siguientes sustancias:
H:
5 moles de H2O
HNO3
N:
O:
112.0 L de H2O
H:
H2SO4
S:
O:
Ley de Proust
Composición porcentual y su relación
con las fórmulas mínima y molecular
Esta ley se le atribuye a Joseph
Proust (1754-1826), quien realizó
numerosos análisis para demostrar la
composición constante de las sustancias químicas. En 1799, por ejemplo,
analizó muestras de carbonato de cobre provenientes de diversas fuentes
naturales y de la síntesis de laboratorio, y encontró que todas ellas tenían
la misma composición. Como obserFigura 1.13
vó que esto sucedía con otras sustanJoseph Louis Proust, químico
francés.
cias, Proust expresó sus conclusiones
más o menos de la siguiente manera:
“Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo
hacen siempre en la misma razón de masas”.
Esta ley indica que la constitución de un compuesto es siempre la
misma y que, por tanto, el porcentaje o proporción en la que intervienen los diferentes elementos es constante y característica de la
sustancia analizada. Así, por ejemplo, en la fórmula del agua:
H2O
Siempre se combinan 2 g de hidrógeno con 16 g de oxígeno para
obtener 18 g de agua. O también:
% de hidrógeno 2 g hidrógeno
s 100 11.11%
18 g de agua
Al:
AlCl3
Cl:
Como para la determinación experimental de las fórmulas químicas necesitamos contar con el análisis porcentual de la sustancia y
con el valor de su peso molecular, sugerimos el siguiente procedimiento para establecer la fórmula mínima:
Paso 1. Se determinan los átomos gramo de cada elemento presente:
% de A
Átomo gramo de A peso atómico de A
Átomo gramo de B % de B
peso atómico de B
% de C
peso atómico de C
Paso 2. De los cocientes obtenidos se toma el más pequeño como
común denominador.
Átomo gramo de C Paso 3. Si el resultado de la operación efectuada es fraccionario,
éste se aproximará al número inmediato superior cuando la fracción sea mayor a 0.5, o al inmediatamente inferior cuando sea menor a 0.5. Si alguno de los números contiene una fracción igual a
0.5, todos los números se multiplicarán por 2. Posteriormente se
procederá a aproximar.
Paso 4. Los números así obtenidos serán los subíndices de cada
elemento en la fórmula buscada o fórmula mínima.
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