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テ]gela Vanegas Colテュn

Incluye

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secuencias didテ。cticas e instrumentos de evaluaciテウn

Na


QUÍMICA ÁNGELA VANEGAS COLÍN

Bachillerato tecnológico Por competencias

2


Química 2 Vanegas Colín, Ángela Química 2 / Ángela Vanegas Colín. -- México: ST Editorial, 2011. 168 pp. : il.; 28 cm. + 1 CD-ROM (12 cm.) -- (Colección bachillerato tecnológico por competencias) Bibliografía: p. 168 ISBN 978 607 508 020 8 1. Química – Estudio y enseñanza (Superior). 2. Química – Instrucción programada. 3. Química – Manuales de laboratorio. I. t. II. Ser.

540.7-scdd21

Biblioteca Nacional de México

ST Distribución, S.A. de C.V. Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial, registro número 3342. © Derechos reservados 2011 Primera edición: México, df, noviembre de 2011 © 2011, Ángela Vanegas Colín ISBN: 978 607 508 020 8 Presidente: Alonso Trejos Director general: Joaquín Trejos Directora editorial: Áurea Camacho Coordinadora editorial: Ana Laura Saucedo Edición: María Laura Sessa Asistente editorial: Juan Carlos Hurtado Director de arte: Miguel Cabrera Coordinadora de producción: Daniela Hernández Diagramación: Jeffrey Torres Portada: Miguel Cabrera Asistentes de producción: Milagro Trejos y Alicia Pedral Ilustraciones: archivo ST Editorial Fotografías: Stockxchange, archivo ST Editorial Prohibida la reproducción total o parcial de este libro en cualquier medio sin permiso escrito de la editorial. Impreso en México. Printed in Mexico. Química 2, de Ángela Vanegas Colín, se terminó de imprimir en noviembre de 2011 en los talleres de Reproducciones Fotomecánicas S. A. de C. V., con domicilio en Democracias #116, Col. San Miguel Amantla, Delegación Azcapotzalco, C.P. 02700 México, df


Presentación La química es considerada la ciencia de la transformación, la que vigila cómo la estructura de la materia se conforma y se comporta al interactuar con la energía.

Este libro, Química 2, está pensado para complementar los conocimientos del alumno de forma dinámica y autodidacta para que el maestro se convierta en un facilitador y el estudiante pueda así desarrollar competencias, actitudes y valores que le permitan en un futuro ser un profesional independiente con amplia capacidad para tomar decisiones.

El libro ha sido diseñado de acuerdo al programa estipulado para el Bachillerato Tecnológico con el enfoque de competencias para la consecución del desarrollo integral del alumno en los planos personal, social, cultural, académico y laboral. Consta de dos unidades con un contenido teórico-práctico que permite reforzar el conocimiento adquirido de forma inmediata. Para ti, alumno, espero que este libro sea una herramienta útil y que te permita relacionarte con la química de forma amena y constructiva. Ten en cuenta que la química, al igual que otras ciencias, es interdisciplinaria y que siempre te encontrarás con ella.

Para ti, maestro, espero que este libro sea un apoyo para tu clase y tus actividades, y que te permita crear un vínculo con tus alumnos de forma que ambos crezcan en el plano profesional. De antemano, se agradece cualquier comentario o sugerencia por parte de los lectores que sirva para mejorar esta obra; se pueden enviar a la autora a la siguiente dirección electrónica: comentarios@st-editorial.com


Contenido Conoce tu libro Competencias genéricas con atributos

6 8

Unidad 1

ESTEQUIOMETRÍA 12 Actividad de apertura Tema1. Relaciones estequiométricas

14 15

Fundamentos de estequiometría

15

Unidad 2

QUÍMICA DEL CARBONO

74

Actividad de apertura 76 Tema1. Hidrocarburos (nomenclatura y propiedades) 77 Configuración electrónica y geometría molecular

77

Hibridación sp3

78

Hibridación sp

78

Hibridación sp

78

2

Cantidad de sustancia

15

Masa molar

17

Volumen molar

19

Leyes ponderales

21

Los hidrocarburos

Fórmulas químicas

23

Alcanos 81

Estequiometría y reacciones químicas

Tipos de cadena y clasificación en compuestos orgánicos

79

Isomería 80 81

29

Propiedades físicas

81

Relación mol-mol

29

Propiedades químicas

81

Relación mol-masa

31

Nomenclatura 82

Relación masa-masa

32

Cicloalcanos 86

Relación masa-volumen

34

Alquenos 88

Relación volumen-volumen

35

Propiedades físicas

88

36

Propiedades químicas

88

38

Nomenclatura 88

Reactivo limitante y reactivo en exceso Rendimiento de una reacción

Tema2. Soluciones 43 Métodos de separación de mezclas

45

Soluciones, coloides y suspensiones

48

Soluciones 49 Coloides 55 Suspensiones 56 Ácidos y bases

56

Historia de los ácidos

56

Propiedades de los ácidos

56

Propiedades de las bases

57

Fuerza de ácidos y bases

58

Concentración de iones hidronio, ácido-base del agua y pH

58

Actividad de cierre Instrumentos de evaluación

65 68

Alquinos 91 Propiedades físicas

91

Propiedades químicas

91

Nomenclatura 91 Hidrocarburos aromáticos

94

Propiedades físicas

95

Propiedades químicas

95

Nomenclatura 95

Tema2. Grupos funcionales

101

Alcoholes 101 Propiedades físicas y químicas

102

Nomenclatura 102 Éteres 103 Propiedades físicas y químicas

103

Nomenclatura 103


Aldehídos 105 Propiedades físicas y químicas

105

Nomenclatura 105 Cetonas 106 Propiedades físicas y químicas

106

Nomenclatura 107 Ácidos carboxílicos Propiedades físicas y químicas

109 109

Aminas 113 Propiedades físicas y químicas

114

Nomenclatura 114 Halogenuros de alquilo Propiedades físicas y químicas

116 116

Nomenclatura 116

Actividad de cierre Instrumentos de evaluación

121 124

Proyecto integrador Anexo 1. ejercicios anexo 2. prácticas de laboratorio evaluación final Fuentes consultadas

130 133 144 161 168

Nomenclatura 109 Ésteres 110 Propiedades físicas y químicas

110

Nomenclatura 110 Amidas 112 Propiedades físicas y químicas

112

Nomenclatura 112


Conoce Tu libro entrada de unidad Indica el título de la unidad que se va a estudiar.

u1

Introducción Texto que incluye una breve explicación de lo que se estudiará a lo largo de la unidad.

mapa conceptual Permite visualizar de manera sintética los temas más importantes de la unidad.

Actividades apertura

u1

Se incluyen al inicio de cada una de las unidades con el fin de que el alumno estudie los temas de la unidad en torno a un tema integrador.

Temas Incluyen el desarrollo de cada uno de los temas planteados en el índice.

Figuras Imágenes que refuerzan la información, ilustran y hacen más llamativo el texto.

Actividades de desarrollo Corresponden a diversas actividades intercaladas en el desarrollo de los temas, las cuales se relacionan con el tema integrador planteado en cada unidad.

u1


En la web Recomendación de sitios web relacionados con los temas de la materia.

¡AplÍcalo! En esta sección se plantean situaciones de la vida cotidiana en las que los alumnos podrán aplicar los conocimientos que adquirieron.

grÁficas Permiten visualizar información extra para comprender un concepto o resolver una actividad con elementos gráficos que fotalecen el aprendizaje.

1

lecturas

2

Ofrecen información adicional sobre algún tema de interés. Además refuerzan los temas de estudio y van acompañadas de actividades que sirven para desarrollar competencias.

actividades de cierre Series de ejercicios que tienen la finalidad de evaluar el conocimiento adquirido en cada unidad.

instrumentos de evaluación Integran listas de cotejo, rúbricas, guías de observación, etc., útiles para detectar cuáles fueron las competencias que los alumnos adquirieron durante el estudio de cada unidad.


Competencias genéricas G

Con atributos

G1

Se conoce y valora a sí mismo y aborda problemas y retos teniendo en cuenta los objetivos que persigue.

Experimenta el arte como un hecho histórico compartido que permite la comunicación entre individuos y culturas en el tiempo y el espacio, a la vez que desarrolla un sentido de identidad.

G3

Valora el arte como manifestación de la belleza y expresión de ideas, sensaciones y emociones.

Reconoce la actividad física como un medio para su desarrollo físico, mental y social.

Toma decisiones a partir de la valoración de las consecuencias de distintos hábitos de consumo y conductas de riesgo.

Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas.

b

d

e

Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los objetivos que persigue.

Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a partir de métodos establecidos.

a

Identifica sus emociones, las b maneja de manera constructiva y reconoce la necesidad de solicitar apoyo ante una situación que lo rebase.

Participa en prácticas relacionadas con el arte.

Elige y practica estilos de vida saludables.

Se comunica en una segunda lengua en situaciones cotidianas.

G5

b

Enfrenta las dificultades que se le presentan y es consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.

Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, matemáticas o gráficas. Identifica las ideas clave en un texto o discurso oral e infiere conclusiones a partir de ellas. Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo cómo cada uno de sus pasos contribuye al alcance de un objetivo. Ordena información de acuerdo a categorías, jerarquías y relaciones.

Elige alternativas y cursos de acción con base en criterios sustentados y en el marco de un proyecto de vida. Analiza críticamente los factores que influyen en su toma de decisiones.

c

d

Asume las consecuencias de sus comportamientos y decisiones.

e

f Administra los recursos disponibles teniendo en cuenta las restricciones para el logro de sus metas.

a

c

a

G2

Es sensible al arte y participa en la apreciación e interpretación de sus expresiones en distintos géneros.

Cultiva relaciones interpersonales que contribuyen a su desarrollo humano y el de quienes lo rodean.

c

b

a

c

a

b

G4

Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la utilización de medios, códigos y herramientas apropiados.

Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.

Construye hipótesis y diseña y aplica modelos para probar su validez.

c

d

Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y formular nuevas preguntas. Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.

e

f


a

G6

Sustenta una postura personal sobre temas de interés y relevancia general,considerando otros puntos de vista de manera crítica y reflexiva.

Elige las fuentes de información más relevantes para un propósito específico y discrimina entre ellas de acuerdo a su relevancia y confiabilidad.

b

Identifica las actividades que le resultan de menor y mayor interés y dificultad, reconociendo y controlando sus reacciones frente a retos y obstáculos.

Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimiento.

Articula saberes de diversos campos y establece relaciones entre ellos y su vida cotidiana.

d Estructura ideas y argumentos de manera clara, coherente y sintética.

c

G7

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

c

a

G8

Aporta puntos de vista con apertura y considera los de otras personas de manera reflexiva.

Actúa de manera propositiva frente a fenómenos de la sociedad y se mantiene informado.

e

f Advierte que los fenómenos que se desarrollan en los ámbitos local, nacional e internacional ocurren dentro de un contexto global interdependiente.

Toma decisiones a fin de contribuir a la equidad, bienestar y desarrollo democrático de la sociedad.

b

Privilegia el diálogo como mecanismo para la solución de conflictos.

b

Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos equipos de trabajo.

a

c

d Contribuye a alcanzar un equilibrio entre el interés y bienestar individual y el interés general de la sociedad.

Conoce sus derechos y obligaciones como mexicano y miembro de distintas comunidades e instituciones, y reconoce el valor de la participación como herramienta para ejercerlos.

G9

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

a

G10

Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales. b Reconoce y comprende las implicaciones biológicas, económicas, políticas y sociales del daño ambiental en un contexto global interdependiente.

Reconoce que la diversidad tiene lugar en un espacio democrático de igualdad de dignidad y derechos de todas las personas, y rechaza toda forma de discriminación.

c

c

b Dialoga y aprende de personas con distintos puntos de vista y tradiciones culturales mediante la ubicación de sus propias circunstancias en un contexto más amplio.

a Asume una actitud que favorece la solución de problemas ambientales en los ámbitos local, nacional e internacional. Contribuye al alcance de un equilibrio entre los intereses de corto y largo plazo con relación al ambiente.

Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos y perspectivas al acervo con el que cuenta.

a

Propone maneras de solucionar un problema o desarrollar un proyecto en equipo, definiendo un curso de acción con pasos específicos.

Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos.

c

b

Evalúa argumentos y opiniones e identifica prejuicios y falacias.

G11

Asume que el respeto de las diferencias es el principio de integración y convivencia en los contextos local, nacional e internacional.

Contribuye al desarrollo sustentable de manera crítica, con acciones responsables.


D

D1

Articulación entre las competencias disciplinares y las competencias genéricas Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ambiente en contextos históricos y sociales específicos.

D2

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

D3

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

D4

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

D5

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

D6

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

D7

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

G4a G4b G4c G4d G5c

G5f

G6a G6b G6e G7c G9c

G9f

G10a G10c G11a G11b G11c G4a G4b G4c G4e G5a G5c G5f

G6a

G6b G6c G7c G9c G4a G4b G4c G4e G6c

G5a

G6d G7a G7b

G9d G9e G9f

G5c G5d

G7c

G8a

G8b

G5e G6a G8c

G6b

G9b

G10a G10b G10c G11a G11b G11c

G1a G1b G1c G1d G1e G4a G4b G4c G4e G5a G5b G5c G5d G5e G5f

G6a G6b G6c G6d G7a G7b G7c

G8a G8b G8c G9b G9c G9d G9e G9f G11a G11b G11c G1a G1b G1c G1d G1e G4a G4b G4c G5a G5b G5c G5d G5e G5f G6a G6b G6c G6d G7a G7b G7c G8a G8b G8c G9a G9b G9c G9d G9e G9f G10a G10b G10c G11a G11b G11c G4c

G6a G6b G6c

G6d G7c G8b G8c

G9a G9f

G4a G4b G4c G5a G5c

G6a G6b

G7c

G9f

G11a

G5b

G6c

G6d

G11b

G11c


En la siguiente tabla se puede ver la articulación entre las competencias disciplinares básicas de las ciencias experimentales y las competencias genéricas. En la tabla anterior podemos ver que las genéricas se identifican con la letra G y sus atributos con letras minúsculas. Por otra parte, las competencias disciplinares se identifican aquí con la letra D.

G5a G4c G4b G4a G6c G6a G5b G5a G8b

D8

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

D9

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

D10

G7c G6d

G5c G5b G5a G4e G4c G4b G4a G1e G1d G1c G1b G1a G8c G8b G8a G7c G7b G7a G6d G6e G6a G5f G5e G5d G11c G11b G11a G10c G10b G10a G9f G9e G9d G9c G9b G9a G4c G4a G5c G5e G9e G9d G4c G11a

G9f

G11c G11b G1e

Explica el funcionamiento de máquinas de uso común a partir de nociones científicas.

G1d G1c

G1b G1a

G3a G2c

G2b G2a

G7c G7b

G3c G2b

G5c

G5b G3c G9c G7c G10c G9d

G9b G5c

G5b G5a

G9f G9e

G9d G9c

G11c G11b G11a

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

D11

Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo, sus procesos vitales y el entorno al que pertenece.

D12

Relaciona los niveles de organización química, biológica, física y ecológica de los sistemas vivos.

D13

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

D14


U1

ESTEQUIOMETRÍA


En química, es muy importante conocer las cantidades de reactivos y productos involucrados en una reacción, ya sea por cuestiones económicas o ecológicas. El uso indiscriminado y poco planeado de los reactivos podría costar mucho dinero, además de generar residuos indeseables que a la larga nos cuesten, además de dinero, un gran

esfuerzo por revertir sus efectos en el planeta. Por esta razón, durante esta unidad aprenderás a contar la materia y a expresarte de acuerdo al lenguaje científico con la finalidad de generar conciencia e involucrarte con los procesos vitales y sus reacciones, así como en los procesos industriales antes de tu paso a la vida laboral.

Tema integrador: La química en el hogar. productos de limpieza e higiene personal de uso cotidiano

materia y energía estequiometría

relaciones estequiométricas

fundamentos de estequiometría

reactivo limitante

cantidad de sustancia

rendimiento de una reacción

fórmulas químicas relaciones químicas y estequiometría

soluciones

concentración

ácidos y bases


Actividad de apertura

I.. De manera individual lee las siguientes preguntas y procura responderlas; luego, comparte tus resultados con el resto del grupo y lleguen a conclusiones sobre las respuestas a cada pregunta. 1. ¿Qué estudia la química? 2. ¿Qué es un elemento? 3. ¿Qué es un átomo? 4. ¿Qué es la tabla periódica? 5. ¿Qué información contiene la tabla periódica? 6. Define enlace iónico. 7. Define enlace covalente. 8. ¿Qué es una reacción? II. Ahora, completa los espacios con los símbolos de los elementos que se solicitan. Elemento

Símbolo

Sodio Oxígeno Carbono Hierro Magnesio Nitrógeno Azufre Potasio Calcio Cloro Bromo Yodo Silicio Plata Mercurio

III.. Por último, balancea las siguientes ecuaciones y haz un desglose de la información que contiene (si es en estado sólido, líquido o gas, energía desprendida o absorbida, si es exotérmica o endotérmica, etc.). N2(g) + O2(g) + 39 kcal N2O(g) CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) + 213 kcal

14


tema 1

Relaciones estequiométricas

Fundamentos de estequiometría La palabra estequiometría deriva del griego stoichion que significa “elemento” y metron que significa “medir”; traducido literalmente sería “medir elementos”. La estequiometría es una rama de la química que nos permite saber en qué cantidad los reactivos formarán una cantidad de productos después de que suceda una reacción química.

Cantidad de sustancia

Como sabrás, los átomos son invisibles a nuestra vista y sería imposible contarlos directamente para llevar a cabo una reacción, por lo que fue necesario inventar una magnitud adecuada para poder estudiar a fondo las relaciones entre reactivos y productos. Dicha magnitud se conoce como cantidad de sustancia y su unidad base utilizada en el Sistema Internacional de Unidades (si) se llama mol (en latín significa “montón enorme”) y se define como la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos, iones, moléculas, electrones o partículas como átomos se encuentran en 12 g de carbono 12. Tras varios experimentos y cálculos, los científicos determinaron que en un mol hay aproximadamente 6.0221 × 1023 átomos, moléculas, iones, electrones o partículas. Este número (6.0221 × 1023) se conoce como número de Avogadro (NA) en honor al físico italiano Amadeo Avogadro (1776 -1856), quien lo determinó al hacer experimentos con gases. Un mol de calcio (Ca) tiene el mismo número de partículas que un mol de azufre (S) o que uno de potasio (K) (figura 1).

1 mol

6.0221 × 10²³ Átomos, moléculas, iones, electrones o partículas Número de Avogrado Figura 1. Mol y número de Avogadro.

15


U1 ESTEQUIOMETRÍA

Para saber la cantidad de átomos, moléculas o iones contenidos en una muestra o para la realización de cálculos estequiométricos un poco más detallados y complejos, es necesario usar una herramienta de conversión basada en factores. El método consiste en expresar las equivalencias o igualdades a modo de fracción donde se pueda visualizar fácilmente la unidad a eliminar y la unidad a convertir, como en el siguiente ejemplo: Equivalencia

Factor de conversión

1 mol de átomos de C = 6.023 × 10²³ átomos de C

1 mol de K = 39.1 g de K

1 mol de átomos de C 23 6.023 # 10 átomos de C 1 mol de K 39.1g de K

1 mol de S = 32.06 g de S

o

1 mol de S 32.06 g de S

39.1 g de K 1 mol de K

o

32.06 g de S 1 mol de S

Observa que las igualdades se pueden escribir en forma de cociente sin importar su acomodo, siempre y cuando se cumpla el orden general al incluir el valor a convertir. Revisemos algunos ejemplos.

Ejemplo 1

Calcula cuántos moles de moléculas de agua (H₂O) hay en 18 × 10²⁴ moléculas de agua. Solución 18 # 10

24

moléculas de H2O #

1mol de H 2 O = 2.99 mol de H2O 23 6.023 # 10 moléculas de H2O

Ejemplo 2

Calcula el número de partículas (átomos) que hay en 1.71 mol de NaCl. Solución 23

1.71mol de NaCl #

6.023 # 10 átomos de NaCl 24 = 1.03 # 10 de átomos de NaCl 1mol de NaCl

Actividad de desarrollo

Resuelve los siguientes ejercicios. 1. Calcula cuántos átomos de zinc (Zn) hay en 10 moles de la sustancia.

16


química 2

2. Calcula el número total de partículas en una muestra de 45 g de CuCl2.

3. Determina cuántos átomos de bario (Ba) hay en una muestra de 25 g de nitrato de bario (Ba(NO3)2).

4. Averigua qué cantidad de moléculas hay en 2.5 g de CaCl2.

5. Determina cuántos átomos de plata (Ag) hay en 250 g de nitrato de plata (AgNO3).

Masa molar Este concepto se aplica tanto a átomos individuales como a moléculas formadas por átomos de la misma o distinta especie, y es equivalente a la masa de 1 mol de partículas elementales. Es así que la masa molar de un elemento es la masa de un mol de sus átomos, la masa molar de un compuesto es la masa de 1 mol de sus moléculas y la masa molar de un compuesto iónico es la masa de 1 mol de sus iones fórmula. La información referente a los elementos, como la masa molar de los elementos (masa atómica), la puedes obtener de la tabla periódica que se encuentra en la p. 73. Como puedes ver, la masa molar es muy útil, ya que si quisiéramos manejar un mol de azufre con nuestras manos, sería imposible porque no tenemos una herramienta que nos permita medir moles directamente, así que, para facilitar la tarea, tendríamos que recurrir a su equivalente en gramos: 1 mol de S = 32.06 g de S, mientras que 1 mol de C = 12 g de C. Revisemos algunos ejemplos.

17


U1 ESTEQUIOMETRÍA

Ejemplo 3

Calcula la cantidad en moles de sodio (Na) que se encuentran en 15 g de muestra. Solución 1 mol de Na = 23 g de Na 15g de Na #

1 mol de Na = 0.65 mol de Na 23 g de Na

Ejemplo 4

Calcula la masa de 2.5 mol de silicio (Si). Solución 1 mol de Si = 28.09 g de Si 2.5 mol de Si #

28.09 g de Si = 70.23 g de Si 1 mol de Si

Para el cálculo de la masa molar de compuestos, tendríamos que considerar las masas molares de cada uno de los elementos que lo conforman (masas atómicas) y sumarlas. Como ejemplo, calculemos la masa molar del cloruro de sodio (NaCl): Elemento

Cantidad

Masa atómica (g)

Total (g/mol)

Na

1

23

23

Cl

1

35.45

35.45

Masa molar

58.45

Si escribimos la equivalencia conforme al método de factores de conversión tenemos que: 1 mol de NaCl 58.45 g de NaCl

Ejemplo 5

Calcula el número de moles presentes en una muestra de 100 g de nitrato de potasio (KNO3). Solución En este caso, estamos trabajando con un compuesto y hay que determinar en primera instancia su masa molar. Buscamos en la tabla periódica las masas molares (masas atómicas) de los elementos del compuesto KNO3 y las incluimos en nuestro cuadro. Elemento

Cantidad

Masa atómica (g)

Total (g/mol)

K

1

39.1

39.1

N

1

14

14

O

3

100 g de KNO 3 #

18

16

48

Masa molar

101.1

1 mol de KNO3 = 0.99 mol de KNO 3 101.1 g de KNO3


química 2

Actividad de desarrollo

Resuelve en tu cuaderno los siguientes ejercicios. 1. Calcula cuántos gramos de nitrato de plata (AgNO3) hay en un mol del mismo elemento. 2. Determina la cantidad en moles que contiene una muestra de 70 g de cobre (Cu). 3. Determina cuántos gramos de oxígeno (O) hay en 2 moles de dióxido de carbono (CO2). 4. Calcula qué cantidad en gramos de hidróxido de sodio (NaOH) deberías pesar para preparar una solución que contenga 10 moles del reactivo. 5. Determina cuántos moles de sulfato de amonio ((NH4)2SO4) hay en 200 g de la misma muestra.

Volumen molar

Ya vimos que resulta útil el concepto de masa molar para el caso de los elementos o compuestos que pueden ser pesados con ayuda de la balanza. Pero, ¿qué pasa con los gases?, ¿cómo harías para contar un mol de gas? En este caso, resulta más práctico medir volúmenes de sustancia y relacionarlos con la cantidad de partículas que contiene. Después de sus investigaciones con gases, Avogadro postuló una hipótesis que considera que volúmenes iguales de sustancias gaseosas contienen igual número de partículas. En otras palabras, un mol de un gas tendrá el mismo volumen que un mol de otro gas en condiciones normales de temperatura y presión (estas condiciones normales se abrevian como tpn y equivalen a 0°C, 1 atm). Experimentalmente se encontró que ese volumen equivale a 22.4 L por cada mol de cualquier gas (figura 2).

22.4 L 1 mol de O ²

22.4 L 1 mol de CH4

22.4 L 1 mol de CO ²

1 mol de O²

1 mol de CH4

1 mol de CO²

32 g de O²

16 g de CH4

44 g de CO²

Figura 2. Volumen molar de tres sustancias diferentes.

19


U1 ESTEQUIOMETRÍA

Ejemplo 6

Un tanque contiene 680 L de oxígeno. Calcula qué cantidad en moles del gas a tpn se encuentra en el tanque. Solución 680 L de O 2 #

1 mol de O 2 = 30.36 mol de O2 22.4 L de O 2

Ejemplo 7

Un gas ocupa un volumen de 7 L y tiene una masa de 15.4 g. Calcula la masa molar de este gas a tpn. Solución 15.4 g de un gas 22 L de un gas # = 49.28g/mol 7 L de un gas 1 mol de un gas

Actividad de desarrollo

I. En parejas, deduzcan los factores de conversión que relacionen directamente la masa molar de cada uno de los compuestos que se indican dentro del recuadro con su volumen molar. CH4

CO2

II. Resuelve los siguientes ejercicios. 1. Calcula qué volumen a tpn ocupará un mol de oxígeno molecular (O2).

2. Encuentra cuántos moles de cloro gaseoso (Cl2) se encuentran en 6 litros del mismo gas.

20


química 2

Leyes ponderales Por muchos años, los químicos llevaron a cabo experimentos sin tomar en cuenta las cantidades de reactivos que usaban, solo tomaban en cuenta los cambios de color, olor, apariencia, textura y, en ocasiones, hasta sabor. Cuando apareció el método científico experimental, notaron que además de repetir sistemáticamente un experimento, era necesario medir y registrar qué cantidad de reactivo formaba cierta cantidad de productos, para lo cual fue necesario incorporar la balanza como herramienta de medición. Con estos hechos, la química se volvió cuantitativa además de cualitativa y se propició la determinación de ciertas leyes que hablan de la forma en la que los elementos se combinan, las cuales se conocen como leyes ponderales.

Ley de la conservación de la masa

Esta ley afirma que tras una reacción química, la cantidad total en masa de los reactivos es igual a la cantidad en masa de los productos, es decir, la masa se conserva. Esta ley fue enunciada en 1785 por Antoine Laurent Lavoisier (figura 3), y nos indica que la masa de reactivos es exactamente igual a la de los productos y, en su caso, de reactivos sobrantes. Observa el siguiente ejemplo: 3NO²(g) + H²O(l)

3(46 g/mol)

2HNO³(aq) + NO(g)

1(18 g/mol) 156 g/mol

Figura 3. El químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) y su esposa, la científica Marie-Anne Pierette Paulze, son considerados los creadores de la química moderna, por sus estudios sobre la oxidación de los cuerpos, el fenómeno de la respiración animal, el análisis del aire y la ley de conservación de la masa.

2(63 g/mol)

=

1(30 g/mol)

156 g/ mol

Ley de las proporciones definidas Esta ley postula que cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, siempre lo hacen en proporciones fijas de masa sin importar el proceso seguido para formarlo. Fue formulada y comprobada en 1802 por Joseph Louis Proust (figura 4) y se refiere a que en el dióxido de carbono (CO2) siempre habrá un átomo de carbono por cada dos de oxígeno (figura 5), de no ser así, sería una sustancia distinta.

CO ² Figura 5. Un átomo de carbono y dos de oxígeno siempre formarán un solo compuesto: CO2.

Figura 4. El químico francés Joseph Louis Proust (1754-1826) realizó varios trabajos de análisis de compuestos y también descubrió el azúcar de uva, lo que hoy se denomina glucosa.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Ley de las proporciones múltiples Esta ley sostiene que dos elementos se pueden combinar entre sí en proporciones distintas para formar compuestos diferentes en una relación de números enteros sencillos. Fue elaborada en 1803 por John Dalton (figura 6) y explica cómo es que el oxígeno se puede combinar de diferentes formas con el carbono para formar diferentes compuestos como el CO2, donde hay un átomo de carbono por cada dos de oxígeno (relación 1:2) y el CO, donde la relación carbono-oxígeno es 1 a 1 (1:1) (figura 7).

+ Oxígeno (O)

Carbono (C) Figura 6. El célebre químico británico John Dalton (1766-1844), al momento de experimentar sus teorías en el laboratorio, no pudo comprobarlas todas porque confundía los frascos de reactivos, debido a la ceguera a ciertos colores que sufría, conocida como daltonismo.

CO 12 g C : 16 g O Relación 1:1

CO ² 12 g C : 32 g O Relación 1:2

Figura 7. Dos átomos se pueden combinar en diferentes proporciones para formar distintos compuestos.

Ley de las proporciones recíprocas Esta ley afirma que cuando las masas de dos elementos se combinan con la masa de un tercero, guardarán una proporción igual a las masas de los dos cuando se combinan entre sí. Fue enunciada primero por el químico alemán Jeremías Richter (1762-1807) y posteriormente confirmada por W. Wenzel. Para explicarla, consideremos que un átomo de zinc se puede combinar con un átomo de oxígeno para formar óxido de zinc (ZnO), mientras que un átomo de zinc se combina con dos átomos de cloro para formar cloruro de zinc (ZnCl2), un átomo de zinc se combina con un átomo de azufre para formar sulfuro de zinc (ZnS) y, por último, un átomo de zinc que se combina con dos átomos de hidrógeno forma hidruro de zinc (ZnH2). Si reaccionaran por su parte el hidrógeno y el azufre, formarían el ácido sulfhídrico (H2S); o, si reaccionaran el hidrógeno y el oxígeno formarían agua (H2O); el cloro con el agua formarían H2Cl2 que, al simplificar, formarían el ácido clorhídrico (HCl) y se respetaría la proporción original que tenían al estar combinados cada uno de ellos con el zinc (figura 8). HO ²

ZnO

ZnCl

²

ZnS

ZnH ²

H Cl ² ²

HS ²

Figura 8. Las proporciones de los átomos se mantienen al reaccionar con otras sustancias.

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química 2

Fórmulas químicas

36.13% Ca

Los investigadores constantemente están haciendo pruebas de laboratorio, ya sea sintetizando (produciendo) nuevos productos o reproduciendo a escala de laboratorio la labor de la naturaleza. Cuando esto sucede, ellos necesitan confirmar qué se ha producido, para lo cual hacen análisis que les permiten conocer la composición porcentual de cada elemento. Esta composición porcentual será usada posteriormente para encontrar la fórmula empírica y esta última, a su vez, será utilizada para encontrar la fórmula molecular.

63.87% Cl 1 g CaCl ²

10 g CaCl ²

Figura 9. Composición porcentual del CaCl2. Sin importar la cantidad de sustancia, los porcentajes elementales se mantienen idénticos.

Composición porcentual

Es la masa de cada elemento expresada en porcentaje tomando como base la masa total del compuesto. Según la ley de las proporciones definidas (Proust), la composición porcentual debe ser la misma sin importar el tamaño de la muestra. En el cloruro de calcio (CaCl2) hay 36.13% de calcio y 63.87% de Cl, ya sea en un gramo o en diez gramos de CaCl2 (figura 9). Para encontrar la composición porcentual, tenemos que conocer las masas molares de los elementos, calcular la masa molar del compuesto y dividir entre ella la masa de cada elemento. Por último, se multiplica por 100 para convertirlo en porcentaje.

Ejemplo 8

Calcula la composición porcentual del ácido clorhídrico (HCl). Solución Consultamos la tabla periódica y obtenemos las masas molares de los elementos: H:

1 g/mol

Cl:

35.45 g/mol

Ya que tenemos las masas molares de los elementos, revisamos coeficientes y subíndices, multiplicamos en caso de ser necesario y hacemos la suma total en gramos por mol de compuesto: H:

1.00 × 1 =

1.00 g/mol

Cl:

35.45 × 1 =

35.45 g/mol

Gráfica 1. Composición porcentual del HCl 3%

36.45 g/mol HCl

Dividimos la masa parcial de los elementos entre la masa molar del compuesto y multiplicamos por 100. H:

97%

1g/mol H # 100 = 2.7% H 36.45 g/mol de HCl

Cl: c

35.45 g/mol Cl m # 100 = 97.3% Cl 36.45 g/mol de HCl

Puedes visualizar estos porcentajes en la gráfica 1.

H

Cl

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Ejemplo 9

Calcula la composición porcentual del sulfato de aluminio (Al2(SO4)3). Solución Esta vez, en lugar de escribir todos los pasos, usaremos un cuadro. Elemento

Cantidad

Masa atómica (g/mol)

Masa unitaria (g/mol)

Composición porcentual

Al

2

26.98

2.00 × 26.98 = 53.96

(53.96 / 342.14) × 100 = 15.77% Al

S

3

32.06

3.00 × 32.06 = 96.18

(96.18 / 342.14) × 100 = 28.11% S

O

12

16.00

12.00 × 16.00 = 192.00

(192.00 / 342.14) × 100 = 56.12% O

Total = 342.14

Total = 100%

Masa molar:

La composición porcentual también se puede calcular partiendo de datos experimentales, es decir que no se conoce ni la fórmula ni la masa molar del compuesto; el porcentaje se calcula en función de las masas individuales reportadas en el análisis.

Ejemplo 10

Al analizar el producto de una reacción, se encontró que contenía 23.0 g de sodio (Na), 12.0 g de carbono (C) y 48.0 g de oxígeno (O), en un total de 83 g de muestra. Calcula la composición porcentual para cada uno de los elementos. Solución Elemento

Masa unitaria (g/mol)

Composición porcentual

Na

23.00

(23.00 / 83.00) x 100 = 27.71% Na

C

12.00

(12.00 / 83.00) x 100 = 14.46% C

48.00

(48.00 / 83.00) x 100 = 57.83% O

Total = 83.00

Total = 100%

O

Actividad de desarrollo

Determina en tu cuaderno la composición porcentual para las siguientes sustancias. Haz uso de cuadros como los de los ejemplos para ayudarte. 1. Bromuro de sodio (NaBr) 2. Lactosa (C12H22O11 · H2O) 3. Carburo de calcio (CaC2) 4. Acetileno (C2H2) 5. Propano (C3H8) 6. Sulfato de calcio Ca(SO4) 7. Yoduro de potasio (KI) 8. Sulfato de zinc (ZnSO4) 9. Dióxido de carbono (CO2) 10. Monóxido de carbono (CO)

Fórmula empírica

También se conoce como fórmula mínima y se define como la proporción de átomos más simple en un compuesto. Al igual que la composición porcentual, se puede partir de datos experimentales. Es necesario hacer hincapié en que la fórmula empírica contiene átomos de elementos que se combinan en razones de números enteros.

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química 2

Para el cálculo de la fórmula empírica usaremos el siguiente procedimiento: 1. Escribe la composición de cada elemento en gramos en una columna. Si la composición está expresada en porcentaje, conviértela a gramos considerando 100 g como base (significaría que 40% de C sería igual a 40 g de C en una muestra). 2. Escribe la masa molar de cada elemento en un cuadro. 3. Divide la masa de cada elemento (composición) entre la masa molar. Selecciona el valor más pequeño obtenido en este paso. 4. Divide la composición atómica de cada elemento entre el valor más pequeño obtenido en el paso 3 para obtener la composición atómica mínima. 5. Los valores obtenidos en el paso 4 son los coeficientes para cada uno de los átomos de la fórmula mínima. 6. Si obtienes coeficientes fraccionarios, multiplícalos por un factor que los haga enteros.

Ejemplo 11

Encuentra la fórmula empírica para un compuesto con la siguiente composición en porcentaje: 43.39% de sodio (Na), 11.32% de carbono (C) y 45.28% de oxígeno (O). Solución Antes de comenzar a llenar el cuadro, recuerda que sobre una base molar de 100 g, convertirás los porcentajes a masa. Elemento

Composición en masa (g)

Masa atómica (g/mol)

Composición / masa atómica (relación atómica)

Relación atómica mínima

Na

43.39

23

43.39 / 23 = 1.88

1.88 / 0.94 = 2

C

11.32

12

11.32 / 12 = 0.94

0.94 / 0.94 = 1

O

45.28

16

45.28 / 16 = 2.83

2.83 / 0.94 = 3

La fórmula empírica de este compuesto es: Na2C1O3.

Ejemplo 12

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que tiene 15.79% de aluminio (Al), 28.07% de azufre (S) y 56.14% de oxígeno (O)? Solución Elemento

Composición en masa (g)

Masa atómica (g/mol)

Composición / masa atómica (relación atómica)

Relación atómica mínima

Al

15.79

27

15.79 / 27 = 0.58

0.58 / 0.58 = 1

S

28.07

32

28.07 / 32 = 0.88

0.88 / 0.58 = 1.5

O

56.14

16

56.14 / 16 = 3.51

3.51 / 0.58 = 6

La relación atómica mínima nos indica que la fórmula empírica es: Al1S1.5O6. Sin embargo, no podemos expresar una fórmula empírica con coeficientes fraccionarios, por lo que usaremos un factor, el mínimo, que nos permita expresar los coeficientes en números enteros. El factor que usaremos será el 2, cada coeficiente será multiplicado por él y la fórmula empírica entonces será: Al2S3O12.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Actividad de desarrollo

En equipos de tres personas, desarrollen los siguientes cálculos en sus cuadernos. 1. Experimentalmente se encontró que una sustancia contiene 72% de magnesio (Mg) y 28% de nitrógeno (N). ¿Cuál es la fórmula empírica de la sustancia? 2. Un análisis de laboratorio registra la siguiente composición porcentual: 6.21% H, 39.5% S, 44.4% C y 9.86% O. Encuentren la fórmula empírica de este compuesto. 3. Determinen la fórmula mínima de las siguientes sustancias: a. 79.72% de plomo (Pb), 12.32% de oxígeno (O) y 7.96% de fósforo (P) b. 39% de azufre (S), 58.6% de oxígeno (O) y 2.4% de hidrógeno (H) c. 7.69% de hidrógeno (H) y 92.31% de carbono (C) 4. Encuentren la fórmula empírica de una sustancia que contiene 18.39% de azufre (S), 44.83% de potasio (K) y 36.78% de oxígeno (O). 5. Determinen la fórmula empírica para un compuesto cuyo análisis de laboratorio reportó lo siguiente: 70% de hierro (Fe) y 30% de oxígeno (O). 6. Determinen la fórmula mínima de algunos compuestos, a partir de los experimentos de laboratorio, según los siguientes datos: a. 14.2% de titanio (Ti), 62.7% de cloro (Cl) y 23.1% de potasio (K) b. 39% de azufre (S), 58.6% de oxígeno (O) y 2.4% de hidrógeno (H) c. 20.91% de oxígeno (O), 1.31% de hidrógeno (H) y 77.78% de estaño (Sn)

Fórmula molecular

La fórmula molecular o verdadera es la que muestra la correcta relación entre los átomos que forman un compuesto. Para obtener la fórmula molecular es necesario haber obtenido antes la fórmula empírica y conocer la masa molar del compuesto. Al igual que en la fórmula empírica, te proponemos trabajar sistemáticamente siguiendo unos sencillos pasos: 1. Determina la fórmula mínima. 2. De acuerdo a lo obtenido en la fórmula mínima, calcula la masa molar. 3. Divide la masa molar dada entre la masa molar de la fórmula empírica obtenida en el paso 2. 4. Multiplica cada átomo de la fórmula mínima por el factor obtenido en el paso 3.

Ejemplo 13

La teobromina es un compuesto orgánico contenido en el cacao (materia prima para la manufactura de chocolate, figura 10) y es similar a la cafeína. Tiene una masa molar de 180 g/mol y una composición de 46.68% C, 4.44% H, 31.11% N y 17.77% O. Calcula la fórmula molecular de la teobromina. Solución Elemento

Composición en masa (g)

Masa atómica (g/mol)

Composición / masa atómica (relación atómica)

Relación atómica mínima

C

46.68

12

46.68 / 12 = 3.89

3.89 / 1.11 = 3.5

H

4.44

1

4.44 / 1 = 4.44

4.44 / 1.11 = 4.0

N

31.11

14

31.11 / 14 = 2.22

2.22 / 1.11 = 2.0

O

17.77

16

17.77 / 16 = 1.11

1.11 / 1.11 = 1.0

Ahora que hemos calculado la fórmula empírica, seguiremos los pasos indicados para calcular la fórmula molecular: 1. Tenemos la fórmula empírica que resulta C3.5H4N2O1. Como tenemos un coeficiente fraccionario, multiplicaremos por 2 cada uno de los coeficientes de forma que todos sean enteros. La nueva fórmula empírica es: C7H8N4O2.

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química 2

2. Calculamos la masa molar de la fórmula mínima: Elemento

Cantidad

Masa atómica (g/mol)

Masa unitaria (g/mol)

C

7

12

84

H

8

1

8

N

4

14

56

O

2

16

32

Total

180

CH ³

O N

HN

Masa molar de la fórmula empírica: 180 g/mol. 3. Dividimos la masa molar dada entre la masa molar de la fórmula empírica:

c

180 g/mol m=1 180 g/mol

O

N

N CH

³

4. El factor obtenido es 1, significa que la fórmula mínima es igual que la fórmula molecular.

Teobromina

Figura 10. La teobromina es un alcaloide de la familia de la cafeína y es el elemento activo del chocolate.

Ejemplo 14

Determina la fórmula molecular para la siguiente fórmula empírica Al2S3O12, si su masa molar es de 342 g/mol. Solución 1. Fórmula empírica: Al2S3O12. 2. Calcularemos la masa molar de la fórmula mínima. Elemento

Cantidad

Masa atómica (g/mol)

Masa unitaria (g/mol)

Al

2

27

54

S

3

32

96

O

12

16

192

Total

342

Masa molar de la fórmula empírica: 342 g/mol. 3. Dividimos la masa molar dada entre la masa molar de la fórmula empírica:

c

342 g/mol m=1 342 g/mol

4. El factor obtenido es 1, significa que la fórmula mínima es igual que la fórmula molecular, sin embargo, debemos reacomodar los subíndices para que la fórmula tenga sentido: Al2(SO4)3.

Actividad de desarrollo

I. Resuelve los siguientes ejercicios en tu cuaderno. 1. Un compuesto de masa molar de 180 g/mol tiene el siguiente análisis porcentual: 40% de carbono (C), 53.33% de oxígeno (O) y 6.66% de hidrógeno (H). Encuentra su fórmula molecular. 2. Descubre la fórmula molecular de un combustible cuya composición es: 14.31% de hidrógeno (H) y 85.69% de carbono (C). Su masa molar es de 56 g/mol.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

3. Calcula la fórmula molecular de un gas si su masa molar es de 92 g/mol y tiene una composición de 69.56% de oxígeno (O) y el resto de nitrógeno (N). 4. Determina la fórmula molecular de un compuesto cuya masa molar es de 110 g/mol y su composición es: 29.09% de oxígeno (O), 65.45% de carbono (C) y 5.45% de hidrógeno (H). 5. Un compuesto tiene una masa molar de 140 g/mol y su composición porcentual es de 40% de nitrógeno (N), 51.42% de carbono (C) y 8.57% de hidrógeno (H). Encuentra su fórmula molecular. II. En equipos de tres o cuatro integrantes, analicen los ejercicios propuestos en la actividad anterior y decidan a qué ley ponderal corresponde cada uno. Discutan después con todo el grupo para llegar a un acuerdo. Hasta ahora has hecho cálculos que relacionan dos variables y que se incluyen en lo que se denomina “factores de conversión”. Sin embargo, debes saber que estos pueden ser usados para cálculos más elaborados o complejos; lo importante es no perder la pista de lo que buscamos y saber relacionar las variables de forma que se vayan eliminando los factores de transición hasta llegar a nuestro objetivo. Veamos algunos ejemplos.

Ejemplo 15

¿Cuántos segundos hay en dos días? Solución Primero, planteemos todas las equivalencias necesarias a modo de factores de conversión; recuerda que podemos invertir el orden en el cual los factores están acomodados de forma que se puedan ir cancelando. Después, nombremos a nuestras variables según lo marca el Sistema Internacional de Unidades (si): h: hora min: minuto s: segundo Factores de conversión:

` 1 día j o ` 24 h j 24 h

2 días `

1 día

` 1 h j o ` 60 min j ` 1 min j o ` 60 s j 60 min

1h

60 s

1 min

24 h j ` 60 min j ` 60 s j = 172 800 s 2 día 1h 1 min

Ejemplo 16

Un libro tiene 384 páginas. Si tú lees 12 páginas cada hora y lees 4 horas por día, ¿cuántos días te tomará leer el libro? Solución Factores de conversión:

c

12 páginas 1h moc m 1h 12 páginas

384 páginas c

` 4 h j o ` 1 día j 1día

4h

1h 1 día m` j = 8 días 12 páginas 4h

Ahora que ya viste la aplicación de los factores de conversión de una forma más completa, te habrás dado cuenta de que los cálculos se vuelven más cortos y tus operaciones más ordenadas y sistemáticas, lo cual te será de utilidad para posteriores cálculos estequiométricos.

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química 2

Estequiometría y reacciones químicas En la actualidad, se ha convertido en una necesidad para las industrias químicas o de transformación planear y proyectar su producción, de forma que se pueda predecir con mayor exactitud la cantidad de materia prima necesaria para lograr un producto particular, con un mínimo de desperdicio y, de esta manera, lograr beneficios económicos. Como imaginarás, el modo de lograrlo es conociendo las ecuaciones químicas balanceadas de cada etapa del proceso, para que se puedan hacer ajustes de acuerdo a las necesidades (figura 11). Una ecuación química es una representación gráfica que describe a una reacción química; está conformada por los reactivos, que son las sustancias que reaccionan, y por los productos, que son las sustancias que se generan o producen a partir de una reacción. Un caso típico de una reacción es la combustión de un gas, tomemos como ejemplo al butano (C4H10), principal componente del gas licuado que se usa en casas habitación ya sea para cocinar, para la calefacción del aire o para calentar el agua de la regadera. El butano reacciona con el oxígeno y forma dióxido de carbono y agua. Se expresa en una ecuación química: C4H10 + 6.5O2 → 4CO2 + 5H2O Notarás que hay fórmulas químicas de compuestos o elementos a la derecha y a la izquierda de una flecha. Las fórmulas que se encuentran a la izquierda son los reactivos, mientras que las de la derecha son los productos. La flecha significa “forma” o “produce”. Los números que están a la izquierda de cada fórmula ya sea en los reactivos o en los productos son los coeficientes estequiométricos y su función es la de balancear las ecuaciones al multiplicarse por los subíndices, de modo que tanto en los reactivos como en los productos encontremos la misma cantidad de átomos de cada elemento. Cuando el coeficiente es 1, no se escribe en la ecuación. La ecuación que tomamos como ejemplo está balanceada, porque en ambos lados de la ecuación (reactivos y productos) tenemos la misma cantidad de átomos de cada especie. Es importante resaltar que las cantidades en masa a ambos lados de la flecha son las mismas, ya que, según el principio de conservación de la materia, esta no se crea ni se destruye, solamente se transforma.

A

+

B

A

B

Figura 11. Ejemplo de una reacción química. La estequiometría nos permite saber de qué forma interactúan los reactivos para formar productos.

Una ecuación química también nos puede informar del estado de agregación de los reactivos y de los productos (líquido, sólido o gaseoso) y de la energía necesaria para llevarla a cabo o la energía liberada por la misma.

Relación mol-mol

Como dijimos, una ecuación química representa el número de átomos que interactúan en forma de reactivos para formar ciertos productos. Los coeficientes nos dan la idea de la cantidad de sustancia (moles) que debemos incluir de reactivos o que formaremos de productos en un caso particular. Consideremos la reacción: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) En esa reacción podemos observar que para que reaccione un mol de metano (CH4) se necesitan dos moles de oxígeno molecular (O²) y por cada mol de metano que reacciona, se produce un mol de dióxido de carbono (CO²) y dos moles de agua (H²O). Los reactivos y productos se encuentran en estado gaseoso (subíndice g entre paréntesis). Todas esas relaciones se pueden expresar como factores de conversión que nos ayudarán a hacer cálculos estequiométricos de forma más simple. Algunos factores de conversión para este caso quedarían expresados así: 1 mol de CH 4 2 moles de O 2 o 2 moles de O 2 1 mol de CH 4 1 mol de CH 4 2 moles de CO 2 o 1 mol de CO 2 1 mol de CH 4 1 mol de CH 4 o 2 moles de H2O 2 moles de H2O 1 mol de CH4

2 moles de O2 o 2 moles de O2 1 mol de CO2 2 moles de H2O Veamos algunos ejemplos.

29


U1 ESTEQUIOMETRÍA

Ejemplo 17

Calcula la cantidad de moles de CO2 que se producirían si reaccionaran 1.5 moles de CH4. Solución Usando los factores de conversión, tenemos: 1.5 moles de CH 4 #

2 moles de CO2 1 mol de CH4

= 3 moles de CO2

Ejemplo 18

¿Cuántos moles de hexano (C6H14) se necesitan para producir 20 moles de CO2 de acuerdo a la siguiente reacción? 2C6H14(l) + 19O2(g) → 12CO2(g) + 14H2O(g) Solución 20 moles de CO 2 #

2 moles de C 6H14 = 2.86 moles de C 6H14 14 moles de CO2

Actividad de desarrollo

Resuelve los siguientes problemas. 1. Para la reacción: 2C6H14(l) + 19O2(g) → 12CO2(g) + 14H2O(g) a. Determina cuántos moles de dióxido de carbono (CO2) se podrían formar al reaccionar 0.4 mol de hexano (C6H14).

b. Encuentra cuántos moles de agua (H2O) se formarán para esa misma cantidad de hexano (C6H14).

c. ¿Cuántos moles de oxígeno (O2) se necesitan para que 0.4 mol de hexano (C6H14) reaccionen?

2. El ácido nítrico se prepara según la reacción: 3NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) + NO(g) Calcula cuántos moles de dióxido de nitrógeno se necesitan para preparar 15 moles de ácido nítrico.

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química 2

3. En el laboratorio se están haciendo experimentos para la obtención de cloro (Cl2) por medio de la reacción con óxido de manganeso (MnO) y ácido clorhídrico (HCl). ¿Qué cantidad de MnO habría que reaccionar para obtener 20 moles de Cl2? MnO(g) + 2HCl(ac) → MnCl2(s) + H2(g)

4. Calcula cuántos moles de óxido de plomo (II) (PbO) se obtienen cuando reaccionan 1.2 moles de sulfuro de plomo (II) (PbS) con oxígeno molecular (O2). Haz tus cálculos tomando en cuenta la siguiente reacción balanceada: 2PbS + 3O2 → 2PbO + 3SO2

5. El cloruro de magnesio (MgCl2) se obtiene de la reacción del magnesio elemental (Mg) con ácido clorhídrico (HCl). Determina la cantidad de magnesio que se necesita para formar 15 g de MgCl2, de acuerdo con la siguiente reacción balanceada: Mg + HCl → MgCl2 + H2

Relación mol-masa

En este caso, se trata de establecer una relación estequiométrica entre la masa de un reactivo o producto y el número de moles de otro reactivo o producto. En otras palabras, a partir de una cantidad en masa de reactivos o productos, deberás encontrar su correspondiente cantidad en moles de reactivos o productos. Veamos algunos ejemplos:

Ejemplo 19

Calcula cuántos gramos de H2O se producen al reaccionar 2 moles de CH4, según la reacción balanceada: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) Solución 2 moles de CH 4 #

18 g de H2O 2 moles de H2O # 1 mol de CH4 1 mol de H2O

= 72 g de H2O

31


U1 ESTEQUIOMETRÍA

Ejemplo 20

Determina cuántos moles de oxígeno (O2) necesitas para reaccionar 150 g de hexano, según la reacción balanceada: 2C6H14(l) + 19O2(g) → 12CO2(g) + 14H2O(g) Solución 150 g de C 6 H 14 #

1 mol de C 6H14 19 moles de O2 # = 16.57 moles de CO2 86 g de C 6H14 2 moles de C 6H14

Actividad de desarrollo

Resuelvan en sus cuadernos los siguientes problemas trabajando en equipos de tres personas. No olviden verificar el balanceo de las ecuaciones. 1. Consideren la ecuación: C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) a. Por medio de factores de conversión, escriban la relación molar entre el propano (C3H8) y el dióxido de carbono (CO2). b. Si reaccionan 0.5 mol de propano (C3H8), ¿cuántos moles de agua (H2O) se formarán? c. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se forman al reaccionar 7 moles de propano (C3H8)? 2. De acuerdo a la ecuación: NaOH + HCl → NaCl + H2O Determinen: a. La masa de agua que se forma al reaccionar 5 moles de hidróxido de sodio (NaOH). b. ¿Cuántos moles de NaOH habría que reaccionar para obtener 15 g de cloruro de sodio (NaCl)?

Relación masa-masa

Hay otra clase de problemas, aquellos en los que deberás hacer cálculos en masa para la relación entre reactivos y/o productos. Es importante señalar que siempre tendrás que considerar la relación estequiométrica entre ellos, basándote en la ecuación balanceada.

Ejemplo 21

En una práctica de laboratorio tienes que producir cloruro de zinc (ZnCl2) a partir de la reacción entre zinc elemental (Zn) y ácido clorhídrico concentrado (HCl). Calcula qué cantidad de cloruro de zinc se formará al reaccionar 15 g de ácido clorhídrico, de acuerdo con la reacción: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Solución Después de verificar que la ecuación está balanceada, hacemos los cálculos respectivos. 15 g de HCl #

136.29 g ZnCl 2 1 mol de ZnCl 2 1 mol de HCl # # = 28.04 g de ZnCl 2 36.45 g de HCl 2 moles de HCl 1 mol de ZnCl 2

Ejemplo 22

Calcula cuántos gramos de carbonato de sodio (Na2CO3) se necesitan para formar 40 gramos de cloruro de sodio (NaCl), según la reacción balanceada: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2CO3

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química 2

Solución 40 g de NaCl #

#

1 mol de Na 2 CO 3 1 mol de NaCl # 58.45 g de NaCl 2 moles de NaCl

106 g de Na 2 CO 3 = 36.27 g de Na 2 CO 3 1 mol de Na 2 CO 3

Actividad de desarrollo

Resuelve los siguientes problemas. No olvides que tienes que verificar el balanceo de las ecuaciones. 1. Considerando la ecuación: C6H14(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) ¿Cuántos gramos de oxígeno (O2) se necesitan para reaccionar con 10 g de hexano (C6H14)?

2. Las sales de zinc se obtienen al reaccionar el elemento con algún ácido. Para la obtención de 100 g de nitrato de zinc (Zn(NO3)2), determina qué masa de ácido nítrico (HNO3) se debe agregar. 4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + N2O + H2O

3. El trióxido de azufre (SO3) se produce en la atmósfera por oxidación del dióxido de azufre (SO2) bajo la influencia de la luz solar según la siguiente reacción: SO2 + O2 → SO3 Determina qué cantidad en gramos se formarían de SO3 a partir de 50 g de SO2.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

4. En el laboratorio harás un experimento en el que reaccionarás 12 g de carbono (C) con oxígeno (O2). ¿Qué masa de monóxido de carbono (CO) se podría formar? C + O2 → CO

5. ¿Qué masa de hidróxido de calcio (Ca(OH)²) se forma a partir de 0.10 g de óxido de calcio (CaO)? CaO + H2O → Ca(OH)2

Relación masa-volumen

Como ya habíamos mencionado, los reactivos y productos pueden estar en diferentes estados de agregación: un sólido puede reaccionar con un líquido para formar un gas o dos líquidos pueden producir un gas. Para estos casos podremos determinar qué cantidad de gas se puede producir o consumir en una reacción. Una herramienta importante será la hipótesis de los gases de Avogadro, que afirma que un mol de un gas tendrá el mismo volumen que un mol de otro gas en condiciones normales de temperatura y presión (tpn: 0°C, 1 atm).

Ejemplo 23

Calcula cuántos gramos de sulfuro de zinc (ZnS) se necesitan para producir 15 L de ácido sulfhídrico (H2S) a tpn, dada la reacción balanceada: ZnS(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2S(g) Solución 15 LH 2 S #

97.45 g ZnS 1 mol H 2 S 1 mol ZnS # # = 65.25 g ZnS 22.4 g H 2 S 1 mol H 2 S 1 mol ZnS

Ejemplo 24

El nitrato de amonio (NH4NO3), que suele usarse como fertilizante para tierra, se descompone en dióxido de nitrógeno (N2O) y agua (H2O), según la reacción descrita. Calcula cuántos litros de N2O se producirían al reaccionar 50 g de NH4NO3 a tpn. NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(l) Solución 50g NH 4 NO 3 #

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1 mol NH 4 NO 3 1 mol N2O 22.4 L N2O # # = 14 L N2O 80 g NH 4 NO 3 1 mol NH 4 NO 3 1 mol N2O


química 2

Relación volumen-volumen Esta relación se aplica cuando los reactivos y los productos están en fase gaseosa, basándonos en que el volumen que ocupan los gases en condiciones normales de temperatura y presión es el mismo, debido a que contienen igual número de moléculas en el mismo espacio. Veamos algunos ejemplos.

Ejemplo 25

Un auto consume en promedio 40 L de butano (C4H10) cada 500 km. Calcula qué volumen de dióxido de carbono (CO2) se produce cada vez que un tanque de gasolina se consume. 2C4H10(g) + 1302(g) → 8CO2(g) + 10H2O(g) Solución 40 LC 4 H 10 x

1 mol C 4 H 10 16 moles CO2 22.4 L CO2 # # = 320 L CO2 22.4 L C 4 H 10 2 moles C 4H 10 1 mol CO2

Ejemplo 26

El amoniaco se prepara según la reacción: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Calcula qué volumen de hidrógeno se necesitará para formar 10 L de NH3. Solución 10 L NH 3 #

22.4 L CO 2 1 mol NH3 3 moles H2 # # = 15 L CO 2 22.4 L NH 3 2 moles NH 3 1 mol H2

Actividad de desarrollo

Resuelve en tu cuaderno los siguientes ejercicios junto a un compañero. 1. Al calentar el clorato de potasio (KClO3), este se descompone fácilmente en la sal cloruro de potasio (KCl) y oxígeno (O2). Calculen qué volumen de oxígeno se produce al calentar 25 g de KClO3. 2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) 2. El dióxido de azufre (SO2) reacciona con carbonato de calcio (CaCO3) y forma sulfato de calcio (CaSO4) y dióxido de carbono (CO2). 2SO2(g) + 2CaCO3(s) + O2(g) → 2CaSO4(s) + 2CO2(g) Determinen: a. ¿Qué masa de CaCO3 se necesita para retirar 500 mL de SO2? b. ¿Qué volumen de O2 se necesita para reaccionar con 500 mL de SO2? c. ¿Qué volumen de CO2 se producirá al reaccionar 1 L de SO2? 3. Determinen qué volumen de oxígeno se consumirá al reaccionar con 15 g de Mg según la siguiente ecuación: 2Mg + O2 → 2MgO 4. Calculen qué masa de CaC2 se consumirá para formar 10 L de acetileno C2H2, según la siguiente reacción: CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Reactivo limitante y reactivo en exceso En la práctica, las reacciones químicas no consumen en su totalidad los reactivos. En los laboratorios de enseñanza, es muy común que alguno de los reactivos que utilizas para hacer tus experimentos esté proporcionado en exceso para que sea más fácil que se lleve a cabo la reacción y, por lo tanto, más sencillo para ti asociar el concepto sin importar qué cantidad de reactivos se consumen en su totalidad y cuál es el costo. En la industria, por el contrario, siempre se está pensando de qué forma hacer que la mayor cantidad de reactivo se transforme en productos al menor costo. Debes saber que en cualquier caso, no se consumen en su totalidad los reactivos después de una reacción; puede suceder que por condiciones de reacción, estado de agregación, temperatura y otros factores, solo uno de ellos se termine y cuando esto sucede, la reacción termina. En química, a este reactivo que se termina se le llama reactivo limitante, y al que no se termina, se le llama reactivo en exceso; es tarea de los químicos determinar cuál es el reactivo limitante en una reacción, de ese modo podrían proceder de una forma más conveniente para la remoción de residuos y mejorar la pureza de productos, por ejemplo. Pongamos el caso del reactivo limitante en términos del armado de un juguete. En una fábrica se están armando muñecas, las cuales constan de dos brazos, dos piernas, un tronco y una cabeza. En este momento se cuenta con un inventario de 17000 brazos, 14000 piernas, 7100 troncos y 7200 cabezas (figura 12). ¿Cuántas muñecas podrían producirse en una semana? Si nos basamos en el número de troncos y cabezas se terminarían 7100 muñecas pero, como cada muñeca está conformada por otras cuatro piezas, tendríamos que poner atención en las partes duplicadas. Esto es, si nos guiamos en el número de brazos podrían armarse 8500 muñecas y si nos basamos en el número de piernas, se pueden formar 7000 muñecas. Si analizamos todos los números, vemos que la producción terminaría cuando en el almacén ya no haya más piernas y solo puedan fabricarse 7000 muñecas. En este caso, el reactivo limitante es el número de piernas. En una reacción química, se harían análisis similares, pero basándonos en la cantidad de moles o de gramos que existe de cada especie. A continuación se muestran algunos ejemplos.

¿ 7200 cabezas

7100 troncos

Figura 12. Inventario de piezas para la producción de muñecas.

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17000 brazos

14000 piernas

?


química 2

Ejemplo 27

El cloroformo (CHCl3) es un compuesto químico de rápida acción que funciona como anestésico. En historias de espías se usa para incapacitar temporalmente a las víctimas o enemigos. Al reaccionar con oxígeno (O2), se descompone en ácido clorhídrico (HCl) y gas fosgeno (COCl2), sustancia que se usó como gas venenoso contra tropas de la Primera Guerra Mundial. Determina cuál es el reactivo limitante para la producción de fosgeno. 2CHCl3 + O2 → 2COCl2 + 2HCl 70.8 g 12.8 g ¿? g ¿? g Solución Para encontrar el reactivo limitante, debemos saber la cantidad de moles que hay en cada uno de los reactivos. Usaremos nuevamente la conversión por factores. 70.8 g CHCl 3 # 12.8 g O 2 #

1 mol CHCl3 = 0.59 mol CHCl 3 119.35 g CHCl3

1 mol O 2 = 0.40 mol O 2 32 g O 2

Ahora tomaremos la cantidad en moles de cada reactivo para saber la cantidad en masa que producirían de fosgeno. 0.59 mol CHCl 3 #

0.40 mol O 2 #

98.9 g COCl 2 2 moles COCl 2 # = 58.35 g COCl 2 2 moles CHCl 3 1 mol COCl 2

98.9 g COCl2 2 moles COCl 2 # = 79.12 g COCl 2 1 mol O 2 1 mol COCl 2

El CHCl3 forma una menor cantidad de fosgeno, lo que en términos prácticos significa que es el reactivo limitante y el O2 es el reactivo en exceso. En otras palabras, cuando se ponen a reaccionar el CHCl3 y el O2, la reacción se va a detener cuando el CHCl3 haya formado 58.35 g de fosgeno.

Ejemplo 28

En un laboratorio se usarán 100 g de hidróxido de magnesio (Mg(OH)2) y 130 g de ácido clorhídrico (HCl) para producir cloruro de magnesio (MgCl2), el cual se usa como desinfectante. De acuerdo a la reacción propuesta, responde: a. ¿Cuál es el reactivo limitante? b. ¿Cuántos gramos de H₂O se formarán? c. ¿Cuántos gramos de Mg(OH)2 quedarán sin reaccionar? Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O 100 g 70 g ¿? ¿? Solución Nuestro producto de interés es el MgCl2, así que los cálculos estarán referidos a este. Para encontrar el reactivo limitante, primero debemos convertir a moles cada una de las cantidades de reactivos.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

100 g Mg (OH) 2 # 70 g HCl #

1 mol Mg (OH) 2 = 1.71 moles Mg (OH) 2 58.31 g Mg (OH) 2

1 mol HCl 36.45 g HCl

= 1.92 moles HCl

Reescribimos la ecuación química en función de los datos obtenidos y hacemos un análisis molar. Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O 1.71 mol 1.92 mol ¿? ¿? Ahora que sabemos la cantidad en moles de cada reactivo, calculamos qué cantidad en gramos produciría cada uno de ellos de MgCl2 si reaccionaran completamente. 1.71 moles Mg (OH) 2 #

1.92 moles HCl #

1 mol MgCl 2 95.21 g MgCl 2 # = 162.81 g MgCl 2 1 mol Mg (OH) 2 1 mol MgCl 2

1 mol MgCl 2 95.21 g MgCl 2 # = 91.40 g MgCl2 2 moles HCl 1 mol MgCl 2

Vemos que el que forma menor cantidad de MgCl2 es el HCl, por lo cual, es el reactivo limitante, mientras que el Mg(OH)2 sería el reactivo en exceso. Después de saber cuál es el reactivo limitante, podemos hacer otros cálculos, por ejemplo, cuánto se necesita realmente del otro reactivo y cuánto se forma de los demás productos. Para esta misma reacción, podemos calcular cuánto Mg(OH)2 se consumió: 1.92 moles HCl #

1 mol Mg (OH) 2 58.31 g Mg (OH) 2 # = 55.97 g Mg (OH) 2 2 moles HCl 1 mol Mg (OH) 2

También podemos saber cuánto H₂O se formó: 1.92 moles HCl #

18 g H 2 O 2 moles H 2 O # = 34.56 g H 2 O 2 moles HCl 1 mol H 2 O

Rendimiento de una reacción

Hasta ahora has hecho cálculos considerando que el reactivo limitante se consume por completo. Debes saber que en la industria no sucede así; puede pasar que no todo el reactivo reaccione, ya sea por condiciones inapropiadas de presión, temperatura o incluso por el medio en el cual se está llevando a cabo; también puede pasar que, aunque haya reaccionado en su totalidad, sea imposible separar nuestro producto de todos los demás que se hayan formado con él por reacciones paralelas. Por eso, se calcula el rendimiento de una reacción expresado como porcentaje. El porcentaje de rendimiento relaciona la cantidad de productos formados con respecto a la cantidad de productos esperados, siempre en función del reactivo limitante. En otras palabras, es una relación entre la cantidad real del producto y la cantidad teórica multiplicado por cien. En una fórmula quedaría expresado de la siguiente manera: % rendimiento =

rendimiento real # 100 rendimiento teórico

Resolvamos juntos algunos ejemplos.

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química 2

Ejemplo 29

El sulfato de amonio ((NH4)2SO4) es un compuesto que se utiliza como fertilizante. Se prepara al reaccionar cloruro de amonio (NH4Cl) y ácido sulfúrico (H2SO4), según la reacción: 2NH4Cl + H2SO4 → (NH4)2SO4 + 2HCl En una planta piloto se está probando un nuevo equipo y al reaccionar 50 g de NH4Cl se obtuvieron 50 g de (NH4)2SO4. De acuerdo a los resultados obtenidos, ¿cuál es el rendimiento porcentual de esta reacción? Solución Es necesario conocer primero el rendimiento teórico de esta reacción, el cual determinaremos en función del (NH4)2SO4 que se debió formar. 50 g NH 4 Cl #

#

1 mol (NH4) 2SO 4 1 mol NH 4 Cl # 53.45 g NH 4 Cl 2 moles NH4Cl

132.06 g (NH 4) 2SO 4 = 61.77 g (NH 4) 2SO 4 1 mol (NH 4) 2SO 4

Al someter a reacción 50 g de NH4Cl debimos obtener 61.77 g de (NH4)2SO4 y solo obtuvimos 50 g, por lo que esta reacción no tuvo un 100% de rendimiento. Su porcentaje de rendimiento fue: % rendimiento =

rendimiento real # 100 rendimiento teórico

% rendimiento =

50 g (NH 4) 2SO4 # 100 = 80.94% 61.77 g (NH 4) 2SO 4

Ejemplo 30

El sulfato de aluminio es usado para la fabricación de antitranspirantes. El compuesto se produce por la reacción de hidróxido de aluminio (Al(OH)3) y ácido sulfúrico (H2SO4) según la reacción: 2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O En una prueba se hicieron reaccionar 150 g de Al(OH)3 con el H2SO4 y solo se recuperaron 250 g de Al2(SO4)3. Calcula el porcentaje de rendimiento para esta reacción. Solución Calculamos el rendimiento real de la reacción. 150 g Al (OH) 3 # #

1 mol Al (OH) 3 1 mol Al2 (SO4) 3 # 77.98 g Al (OH) 3 2 mol Al (OH) 3

342.14 g Al2 (SO4) 3 = 329.06 g Al2 (SO4) 3 1 mol Al2 (SO4) 3

Teniendo el rendimiento real, calculamos el porcentaje de rendimiento. % rendimiento =

250 g Al2 (SO4) 3 # 100 = 75.97% 329.06 g Al2 (SO4) 3

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Actividad de desarrollo

I. Resuelve en tu cuaderno los siguientes ejercicios. 1. Para la reacción: 3H2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H2O Determina: a. ¿Cuál es el reactivo limitante y el reactivo en exceso cuando se hacen reaccionar 50 g de ácido sulfúrico (H2SO4) y 20 g de hidróxido de aluminio (Al(OH)3)? b. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento del reactivo limitante si se recuperaron 8 g de sulfato de aluminio (Al2(SO4)3)? 2. Una reacción entre hidróxido de sodio (NaOH) y ácido sulfúrico (H2SO4) empieza con cantidades iguales de reactivo, 15 g de cada uno. Determina cuál de los dos es el reactivo limitante. 3. El acetileno se usa como anestésico en las cirugías. La reacción de obtención es la siguiente: CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2 a. Determina la masa que se producirá de C2H2 cuando reaccionan 128 g de carburo de calcio (CaC2) y 144 g de agua (H2O). b. Determina el porcentaje de rendimiento de la reacción si se obtuvieron 100 g de H²O II. E  n parejas, resuelvan el siguiente ejercicio y construyan un cuadro en el que se compruebe la ley de la conservación de la masa. El hidrógeno se puede obtener de diferentes maneras, y una forma muy económica es hacerlo por medio de la reacción de hierro (Fe) con vapor de agua (H2O), como se muestra a continuación: Fe + H2O → Fe3O4 + H2 a. Balanceen la ecuación. b. Determinen la cantidad de H2 gas que se puede preparar a partir de 225 g de Fe y 225 g de H2O. c. Calculen qué cantidad de reactivo limitante sería necesario para considerar un rendimiento de reacción de 90%.

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química 2

III. Reunidos en grupos de cuatro integrantes, realicen el experimento que a continuación se presenta. Al finalizar, podrán comprobar la ley de conservación de la masa y determinar el volumen de gas producido por una reacción. También podrán ejercitar cálculos referentes a relaciones molares, reactivo limitante y porcentaje de rendimiento de una reacción.

d. ¿Qué volumen de gas se produjo? Deberán medir el diámetro del globo para determinar el volumen; considerando que el globo es esférico, tenemos que Vesfera = (4/3)pr3.

Producción de CO² a partir de ácido acético y carbonato de sodio Materiales y reactivos • 22 g de ácido acético glacial (CH3COOH) • 33 g de bicarbonato de sodio (NaHCO3) • 1 balanza granataria • 1 espátula • 1 matraz Erlenmeyer de 50 mL de capacidad • 1 vidrio de reloj • 1 globo • 1 regla Procedimiento 1. Pesen 33 g de NaHCO3 en el vidrio de reloj. 2. Pesen el matraz junto con el globo (a un costado o superpuesto en la boca del matraz) y registren el peso exacto. 3. Agreguen 22 g de CH3COOH al matraz. 4. Añadan el NaHCO3 y coloquen rápidamente el globo en la boca del matraz. 5. Esperen a que la reacción termine. 6. Vuelvan a pesar el matraz con el globo, reactivos y producto; registren los datos. 7. Basándose en la reacción presentada: NaHCO3(s) + CH3COOH(l) → CH3COONa(ac) + H2O(l) + CO2(g) Respondan: a. ¿Cuál es el reactivo limitante?

b. ¿Cuál es el reactivo en exceso?

e. ¿Cuál es el rendimiento teórico de la reacción?

f. ¿Qué porcentaje de rendimiento se obtuvo de la reacción?

g. ¿Cuáles fueron las razones por las que no se obtuvo el 100% de rendimiento de la reacción?

h. ¿Qué cambios propondrían en la realización de esta práctica y mejorar el porcentaje de rendimiento?

i. ¿Qué efectos podría tener sobre la naturaleza llevar a cabo miles de reacciones simultáneas como esta?

c. ¿Se cumplió la ley de conservación de la masa?

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

8. Realicen de forma individual un reporte de este experimento. Basados en lo que han aprendido en este primer tema de la unidad 1, planteen el marco teórico (fundamento). Sigan el siguiente esquema: a. Título del experimento b. Hipótesis c. Fundamento d. Procedimiento (en forma de diagrama de bloques) e. Observaciones f. Resultados y cálculos (así como respuestas a las preguntas) g. Conclusiones h. Bibliografía Nota: si en su laboratorio no hay material del tamaño que se marca en este procedimiento, realicen cálculos para cambiar la escala. Recuerden que, según Proust, la relación de los elementos en cada compuesto se mantiene sin importar la masa que usemos.

¿? g CH CONa ³ ¿? CO ² ¿? H O ²

22 g CH COOH ³

+ 33 g NaHCO ³

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química 2

tema 2

Soluciones

La materia puede clasificarse de acuerdo al siguiente esquema:

materia sustancias puras elementos

compuestos

mezclas

homogéneas soluciones

heterogéneas soluciones coloides

Como recordarás, la materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, y puede encontrarse en forma de sustancias puras o mezclas en la naturaleza. Las sustancias puras se caracterizan por estar configuradas por la misma clase de átomos que los elementos químicos (los cuales podemos encontrar simbolizados en la tabla periódica, clasificados de acuerdo a sus propiedades físicas y químicas en grupos y periodos). Los elementos no pueden separarse en sustancias más sencillas por medios físicos. Ejemplos de elementos y sus símbolos: aluminio (Al), sodio (Na), magnesio (Mg). Por su parte, los compuestos resultan de la unión de dos o más elementos en proporciones definidas (leyes ponderales) y son representados por medio de fórmulas que indican la relación o proporción en la que se encuentran los átomos dentro de ese compuesto; y su aspecto físico o propiedades físicas y químicas no guardan relación alguna con los reactivos que los conforman. Algunos ejemplos de compuestos y sus fórmulas: cloruro de calcio (CaCl2), yoduro de potasio (KI), carburo de silicio (SiC). Una mezcla es una unión física de dos o más sustancias en proporción variable; su principal característica es que se puede separar en sus componentes originales por medios químicos, físicos o mecánicos; dichos componentes conservan sus propiedades físicas y químicas al ser separados.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Las mezclas están integradas por una o más partes denominadas fases, que le dan a las mezclas el carácter de homogénea o heterogénea. En una mezcla homogénea, no hay distinción entre una fase y otra, dado que las sustancias que la conforman tienen propiedades similares que les permiten estar juntas y aparentar ser una sola; un ejemplo puede ser el sudor, que es una mezcla de sales y agua. En el caso de las mezclas heterogéneas, las sustancias tienen propiedades físicas diferentes que, al momento de juntarlas, es evidente cada una de las fases; por ejemplo, una mezcla de arena y agua. Observa en el siguiente mapa conceptual las diversas clasificaciones de las mezclas homogéneas.

mezcla homogénea fase dispersa

sólida

sólida

líquida

gaseosa

fase dispersora

fase dispersora

fase dispersora

líquida

gaseosa

sólida

fase resultante sólida

líquida

agua de mar

gaseosa

sólida

fase resultante gaseosa

ejemplos acero

líquida

sólida

líquida

amalgama vinagre y agua

gaseosa

fase resultante gaseosa

sólida

ejemplos esmog

líquida

líquida

gaseosa

ejemplos nubes

hidrógeno en metales

refrescos con gas

aire

Las mezclas también reciben el nombre de sistemas dispersos o dispersiones, debido a que las partículas que conforman a la materia se encuentran dispersas, interactuando unas con otras. Generalmente se conforman de una fase dispersora, que es el medio en el que se encuentra un elemento menos abundante llamado fase dispersa, el cual determina el estado físico de la mezcla. En la figura 13 podemos ver una simulación de un vaso que contiene agua mezclada con cloruro de sodio (NaCl). La fase dispersora es el agua y la fase dispersa es el NaCl. Como la fase dispersora se encuentra en estado líquido, la mezcla a la vista es un líquido.

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química 2

Métodos de separación de mezclas En la naturaleza es más común encontrar mezclas que sustancias puras, tal es el caso de algunos productos extraídos de minas, como metales y piedras preciosas, el agua de mar o el agua que bebemos que, para hacerla potable, se somete a procesos físicos de separación para eliminar sales en exceso, sólidos y hasta gérmenes. Según la fase dispersa y dispersora, tendremos diferentes tipos de mezclas homogéneas, las cuales se podrán separar por distintos métodos físicos que no afectarán la estructura química de los componentes, pero sí eliminar componentes no deseados. Estos métodos pueden ser usados para separar grandes partículas o pequeñas. A continuación describimos los más conocidos:

Figura 13. Disolución de cloruro de sodio (NaCl).

Filtración. Es un método muy utilizado, ya que hasta en tu casa sueles recurrir a él. Se usa cuando la fase dispersa es insoluble y de grano grande. Se utiliza un medio poroso; puede ser papel, tela o fieltro, y debe ser de tamaño apropiado para retener las partículas dispersas, suspendidas o sedimentadas. La fase dispersora, al ser separada, queda prácticamente libre. Algunos ejemplos son: separación de arena y agua, la filtración del café o infusiones, filtración de agua como primer paso para su purificación (figura 14). Evaporación. Consiste en calentar la mezcla hasta desalojar por evaporación al elemento más volátil. Alguna vez habrás calentado agua hasta evaporarla por completo, y habrás notado que en las paredes y el fondo del recipiente queda un residuo blanco, ese residuo son las sales que vienen disueltas en el agua (figura 15). Esta técnica es empleada en algunos lugares para la producción de sal marina, ya sea para su uso en la cocina o en los acuarios.

Figura 14. Filtración de una mezcla.

Vapor de agua

Cápsula de porcelana (con Cloruro de Sodio y Agua)

Figura 15. Evaporación de una mezcla de cloruro de sodio en agua.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Figura 16. Destilación simple.

Figura 17. Destilación fraccionada (columnas de destilación).

Destilación. La destilación consiste en separar líquidos perfectamente miscibles (o sea, que se pueden mezclar) pero que hierven a temperaturas diferentes. La destilación simple consiste en calentar la mezcla en un equipo especial (figura 16) hasta que el componente más volátil (el que hierve más rápido) empieza a hervir. El vapor viaja a través de una trampa llamada condensador, donde se empieza a convertir nuevamente en un líquido. Este método se usa mucho en la preparación de algunos licores o destilados de alcohol como el ron o el brandy. La destilación fraccionada es un poco diferente ya que, como su nombre lo indica, se hace en fracciones o etapas, en equipos más grandes llamados columnas de destilación (figura 17). Cada etapa se encuentra a una temperatura diferente, debido a esto, la técnica se usa en la separación de los componentes del petróleo. Magnetismo. En esta técnica se hace uso de un imán para separar minerales que tienen propiedades magnéticas de otros que no los tienen (figura 18). Sublimación. Esta técnica es aplicable a la separación de dos componentes, de los cuales uno tiene la característica de volverse gas sin pasar por el estado líquido, como es el caso del yodo o la naftalina (figura 19). También se puede hacer una sublimación inversa conocida como deposición o desublimación para pasar de estado gaseoso a estado sólido, sin pasar por el estado líquido. Esta técnica es usada para la impresión sobre vinil.

Figura 18. Separación de una mezcla por magnetismo.

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Figura 19. La naftalina es un ejemplo de una mezcla separada por sublimación.


química 2

Figura 20. Separación de una mezcla inmiscible por decantación.

Figura 21. Separación de una mezcla por cristalización.

Decantación. Su nombre indica “poner de canto” (de lado), y la técnica básicamente trata de separar mezclas con una notoria diferencia de densidades, como es el caso de algunas mezclas heterogéneas que se separan al dejarlas reposar (figura 20). Cuando la fase dispersa es un sólido, este se va al fondo del recipiente y con solo ponerlo un poco de lado y con cuidado de no agitar la mezcla, se saca el líquido sobrante. Si es el caso de dos líquidos, como el agua y el aceite, se usan algunas herramientas. En el laboratorio, para estos casos, se usan los embudos de separación. Cristalización. Se usa para separar mezclas en las que la fase dispersa es un sólido y la fase dispersora es un líquido (donde la fase resultante es un líquido). Se suele partir de una solución y, básicamente, se deja evaporar el líquido de la mezcla a temperatura ambiente o se le puede apoyar aplicando calor, teniendo en cuenta que la velocidad de la evaporación repercute directamente en el tamaño de los cristales (figura 21). Este método se puede usar para la purificación de algunas sales. Centrifugación. Se usa cuando la mezcla es heterogénea pero la fase dispersa tiene una densidad muy diferente a la fase dispersora como para precipitar y es necesario aplicar una fuerza externa para que esto suceda. En este caso, se usa un aparato llamado centrífuga (figura 22) que tiene un dispositivo al centro, donde se colocan los tubos de ensayo, que gira a altas revoluciones y por la fuerza aplicada las partículas precipitan. En el laboratorio se usa mucho esta técnica, particularmente en las pruebas cualitativas. Cromatografía. La palabra significa “escribir con colores”; es una técnica que se usa para separar sustancias puras de mezclas complejas (figura 23). Se basa en la diferencia de polaridades de las sustancias que tiene como efecto la aparición de distintas bandas de colores para cada componente. Las modalidades pueden ser: capa fina, líquidos de alta resolución, de gases, en papel, entre otras.

en la web Para profundizar más tu estudio acerca de este tema, te recomendamos visitar el siguiente sitio: http://www.ucm.es/info/diciex/programas/quimica/pelis/croma.swf

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Muestra aplicada Solvente

Matriz Tapón poroso

Solvente Figura 22. Centrífuga usada en laboratorio para separación de mezclas heterogéneas.

Proteínas separadas

Figura 23. Técnica de cromatografía para separar sustancias simples de complejas.

Actividad de desarrollo

En equipos de tres o cuatro personas, propongan cómo separar las siguientes mezclas. Planteen las soluciones en diagramas de bloques y discútanlas frente al grupo. a. Agua con sal de mesa. b. Agua y arena. c. Yodo y arena. d. Agua y aceite. e. Agua y alcohol. f. Sangre. g. Ácido benzoico y cloroformo. h. Yodo y agua. i. Arena, hierro y agua salada. j. Componentes de una tinta.

Soluciones, coloides y suspensiones

Ahora que sabemos qué son los sistemas dispersos, podemos clasificarlos según el tamaño de partícula de la fase dispersa en soluciones, coloides y suspensiones (figura 24).

Solución • Partículas de tamaño molecular. • Las partículas no son visibles al ojo humano; tampoco con ayuda del microscopio electrónico. • Ejemplo: agua salada.

Figura 24. Sistemas dispersos.

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Coloide • Partículas de tamaño molecular y hasta 10 000 veces el tamaño molecular. • Las partículas son apenas perceptibles por el ojo humano y visibles a través del microscopio electrónico. • Ejemplos: gel para el cabello, gelatina.

Suspensión • Partículas 10 000 veces mayores al tamaño molecular. • Las partículas son visibles al ojo humano. • Ejemplos: medicinas, agua + arena.


química 2

Figura 25. Disoluciones de diferentes compuestos. Apariencia de una sola fase.

Soluciones Son una mezcla homogénea, ya que pueden contener dos o más sustancias y mostrar una sola fase que puede ser líquida, sólida o gaseosa. En este caso, a la fase dispersa se le denomina soluto, mientras que a la fase dispersora se le llama solvente. A su vez, las soluciones, denominadas también disoluciones, se pueden clasificar según la concentración del soluto en empíricas o valoradas. Las empíricas son del tipo cualitativo; las valoradas incluyen un valor numérico y son del tipo cuantitativo. Aunque las disoluciones no son exclusivamente líquidas, para efectos prácticos consideraremos las disoluciones acuosas, es decir, cuyo disolvente es agua (figura 25).

Concentración de las soluciones: empíricas y valoradas

Las soluciones empíricas se clasifican en función de la cantidad de soluto presente sin especificar una cantidad numérica que denote la cantidad de partículas dispersas en el sistema (soluto). Podemos encontrar, entonces, soluciones diluidas y soluciones concentradas. Solución diluida. Estamos hablando de una disolución que tiene una cantidad muy pequeña de soluto dentro de una gran cantidad de solvente. Una cucharada de café en una taza de agua se puede considerar una solución diluida. Solución concentrada. Es aquella que tiene una cantidad mayor de soluto que de solución diluida. Al disolver 15 cucharadas de café en una taza de agua obtenemos una solución concentrada de café. Podría suceder que si continuamos agregando café al agua, llegue un momento en el que ya no le sea posible disolverse, a menos que modifiquemos presión y temperatura; cuando eso sucede, la solución pasa de ser concentrada a saturada. Físicamente se observa una mínima cantidad de soluto sin disolver. Si continuáramos agregando café, veríamos cómo aumenta la cantidad de este sin disolver en la disolución y en ese momento ya estaríamos hablando de una solución sobresaturada. Las soluciones valoradas permiten saber numéricamente la cantidad de soluto presente en una cantidad conocida de solvente. Para expresar la concentración, existen varias formas: molaridad, normalidad, formalidad, molalidad, fracción molar, porcentaje en masa, porcentaje en volumen, partes por millón. En este curso, revisaremos solo las más importantes: porcentajes en masa y volumen, molaridad, normalidad, peso equivalente y partes por millón. Porcentaje masa/masa (%m/m). Sirve para expresar la relación porcentual entre el soluto y la masa total de la solución. La expresión para su cálculo es: % m/m soluto =

masa soluto # 100 masasoluto + masa solvente

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Ejemplo 31

Calcula el porcentaje en masa de una disolución que contiene 15 g de café en 250 g de agua. Solución % m/m soluto =

15 15

g

g

+ 250

# 100 = 5.66% g

La concentración de la solución es de 5.66% de café.

Ejemplo 32

Determina el porcentaje en masa de azúcar que se encuentra en una jarra que contiene 100 g de soluto en 1500 g de agua. Solución % m/m soluto =

100 100

g

g

+ 1500

# 100 = 6.25% g

La solución contiene 6.25% de azúcar en masa.

Ejemplo 33

Si necesitas preparar 50 mL de una solución al 25% m/m de cloruro de sodio (NaCl), ¿cuántos gramos deberás pesar de sal? Solución Partimos de la fórmula para despejar la variable que nos interesa: % m/m soluto =

masa soluto # 100 masasoluto + masa solvente

M asa de soluto = Masa de soluto =

% m/m soluto # (masasoluto + masasolvente) 100 25

g

+ 50

100

g

= 12.5 g de NaCl

Porcentaje volumen/volumen (%v/v). Se usa para expresar la relación porcentual entre soluto y solvente cuando ambos son líquidos. Su fórmula es: % v/v (soluto) = % v/v (soluto) =

volumen soluto # 100 volumen soluto + volumen solvente volumen soluto # 100 volumen disolución

Ejemplo 34

Calcula la concentración de una disolución que contiene 50 mL de vinagre en 120 mL de agua. Solución % v/v (soluto) =

50

50 mL # 100 = 29.41% 50 mL + 120 mL


química 2

Ejemplo 35

En el laboratorio te entregaron 100 mL de una disolución al 5% de agua oxigenada. Calcula qué volumen de agua oxigenada contiene. Solución Volumen de soluto =

% v/v (soluto) # (volumensoluto + volumen solvente) 100

Volumen de soluto =

50 mL # 100 mL = 5 mL de agua oxigenada 100

Actividad de desarrollo

Reúnete con un compañero y realicen juntos los siguientes ejercicios. 1. Calculen el porcentaje en masa de una disolución que contiene 20 g de soluto en 400 g de agua.

2. Determinen el porcentaje en masa de sal que se encuentra en un matraz que contiene 25 g del soluto en 500 g de agua.

3. Si necesitan preparar 500 mL de una solución al 30% m/m de cloruro de cobre (CuCl2), ¿cuántos gramos deberán pesar de la sal?

4. Calculen la concentración de una disolución que contiene 70 mL de alcohol en 150 mL de agua.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

¡Aplícalo! En casa, escoge cinco artículos de aseo personal y analízalos. Revisa sus etiquetas y presta atención a su aspecto. Luego, contesta las siguientes preguntas y entrega un reporte a tu profesor; recuerda que debes justificar tus respuestas. • ¿Cuál es el estado de agregación de estos artículos? • ¿Es una mezcla, un compuesto o una sustancia pura? • Si es una mezcla, ¿de qué tipo es, homogénea o heterogénea? • ¿Es un coloide, una solución o una suspensión? • En la declaración de sus ingredientes, ¿viene expresada la concentración de estos?, ¿de qué forma? • ¿ Crees que sea apropiado declarar los ingredientes?

5. Determinen qué cantidad de soluto contiene una disolución reportada al 10% de yodopovidona (antiséptico) si el frasco contiene 150 mL.

Molaridad. Es llamada también concentración molar y relaciona el número de moles del soluto con el volumen total de disolución expresado en litros de acuerdo a la siguiente fórmula (se expresa con la letra M escrita después del valor numérico): M=

moles soluto L solución

De acuerdo a lo que aprendimos antes, el número de moles se calcula relacionando la masa de una sustancia entre su masa molar, por lo que la fórmula de molaridad la podemos expresar de la siguiente forma: M=

masa soluto masa molarsoluto # Lsolución

Resolvamos algunos ejemplos.

Ejemplo 36

Calcula la molaridad resultante si se disolvieron 15 g de NH4Cl en agua para preparar 250 ml de solución. Solución M=

15 g NH 4 Cl = 1.12 M (53.45 g/mol NH 4 C l) x 0.25 L solución

En una práctica de laboratorio te han pedido preparar 1 L de disolución de cloruro de sodio 2 M. ¿Qué cantidad deberás pesar de NaCl? Masa soluto = masa molarsoluto # L solución # M Masa soluto = ` 58.45

g 2 mol NaCl j # 1 L solución # ` j mol L

Masasoluto = 116.9 g de NaCl Normalidad. Se define como el número de pesos equivalentes de soluto por litro de solución. Para expresar normalidad se usa una N después del valor numérico. Se calcula de acuerdo a la siguiente fórmula: N=

Masa soluto Peso equivalentesoluto # L solución

Peso equivalente. Se define como la cantidad en gramos de un soluto que transfiere cargas positivas; se expresa como pe. En el siguiente cuadro podemos ver un resumen del cálculo de pe para algunas sustancias.

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química 2

Sustancia

Ácido

Base

Cálculo de pe

Masa molar del ácido PE = + Número de H en la fórmula Masa molar de la base PE = Número de OH en la fórmula

Sal

Masa molar de la sal PE = Número de cargas del metal

Ejemplo

PE

PE

PE

H 3 PO 4

g 97.97 mol = = 32.65 eq - g 3

Ca(OH) 2

g 74.08 mol = = 37.04 eq - g 2

Mg(NO3) 2

g 148.32 mol = = 74.16 eq - g 2

Resolvamos algunos ejemplos para cálculos con normalidad.

Ejemplo 37

Calcula la normalidad para una solución que contiene 30 g de AgNO3 en agua suficiente para preparar 500 mL de disolución. Solución PE

AgNO 3

N=

g 169.87 mol = = 169.87 eq - g 1

30 = 0.35N 169.87 # 0.5

Ejemplo 38

Encuentra la normalidad de una solución que contiene 120 g de Ca(CO3)2 en agua suficiente para preparar 700 mL de disolución. Solución PE

Ca(C O 3)

N=

g 160.08 mol = = 80.04 eq - g 1

120 = 2.14 N 160.08 # 0.70 L

Ejemplo 39

¿Cuántos gramos de sulfato de sodio tendrías que pesar para preparar 250 mL de disolución 2 N? Solución PE

Na 2 SO 4

N=

g 142.06 mol = = 71.03 eq - g 2

Masa soluto Peso equivalente soluto # L solución

Masa soluto = Peso equivalentesoluto # Lsolución # N Masa soluto = 71.03 # 0.25 # 2 = 35.52 g

53


U1 ESTEQUIOMETRÍA

Partes por millón. Estas unidades se usan para expresar cantidades muy pequeñas de soluto en solvente. En el laboratorio suelen prepararse soluciones con esta concentración, aunque es más común encontrarlas con disoluciones naturales, como la contaminación del aire. Según la fórmula, una parte por millón (ppm) sería equivalente a tener 1 mg de soluto en 1000 g de solución. ppm =

Masa de soluto (mg) 1000g solución

Ejemplo 40

Calcula la concentración de plomo en el aire (Pb) si al hacer un muestreo se encontraron 10 mg de Pb por litro de aire. Solución ppm (Pb) =

10 mg = 0.01 ppm 1000 g

Antes de terminar con este tema, conviene explicar cómo se prepara una solución en el laboratorio (figura 26).

ml

En todos los casos que revisamos, después de calcular la cantidad de soluto que incluirá la solución, se pone en un vaso de precipitados con un poco de solvente para que empiecen a mezclarse. Cuando ya se distingue una fase, se trasvasa el contenido a un matraz de aforación (se llama así porque tiene una marca que se llama aforo e indica el volumen exacto de ese recipiente) y se llena con el solvente hasta que el menisco (es decir, la superficie del líquido) toque la línea de aforación.

ml

Figura 26. Preparación de una solución en el laboratorio.

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química 2

Actividad de desarrollo

Escribe en tu cuaderno las fórmulas de las disoluciones indicadas y realiza los cálculos necesarios para prepararlas. 1. 0.5 L de cloruro de zinc, 1 N 2. 250 mL de cloruro de sodio, 0.5 N 3. 50 mL de dicromato de potasio, 0.05 M 4. 10 mL de permanganato de potasio, 0.1 N 5. 50 mL de nitrato de plata, 10 ppm 6. 1 L de hidróxido de sodio, 1 M 7. 500 mL de cloruro de potasio, 3 N 8. 500 mL de carbonato de sodio, 0.5 M 9. 100 mL de nitrato de magnesio, 1 M 10. 50 mL de sulfato de sodio, 1 N

Coloides

Son sistemas dispersos en los cuales el tamaño de la partícula que conforma la fase dispersa no excede las 200 m. Un aspecto importante de los coloides es que su comportamiento dependerá del tamaño de las partículas dispersas. Al igual que en las disoluciones, las fases dispersa y dispersora se pueden encontrar en cualquier estado de agregación, aunque no se pueden encontrar ambas en forma de gas. Los coloides tienen amplia presencia en la naturaleza, los podemos encontrar en las grasas de los alimentos, en las proteínas, enzimas, tejidos, sangre, cabello y en el vapor de la transpiración. En la industria, podemos verlos en cremas, lubricantes, cementos, pinturas y pigmentos, ceras, etc.

Propiedades de los coloides

A continuación describimos de forma general las dos propiedades más importantes de los coloides. Movimiento browniano. En un coloide, la fase dispersa se encuentra “flotando” en la fase dispersora. Este fenómeno fue explicado por el botánico escocés Robert Brown en 1827. Él experimentó con un poco de polen en agua; al observar al microscopio esta mezcla, se dio cuenta de que los granitos de polen no se quedaban quietos, que mantenían un movimiento en zigzag y que la velocidad del movimiento aumentaba al incrementar la temperatura. Este movimiento es causado realmente por la interacción de las partículas de ambas fases (dispersa y dispersora) que continuamente están colisionando entre ellas y no permiten que la fase dispersa se asiente o se vaya al fondo de un recipiente. EfectoTyndall. Se produce cuando las partículas de la fase dispersa reflejan los rayos de luz en diferentes ángulos, lo cual se hace evidente ya que se forma un haz de luz, como cuando entra un rayo de luz por tu ventana y distingues las partículas de polvo que se encuentran suspendidas en el aire o cuando alumbras con una lámpara en un cuarto en total oscuridad (figura 27). Este fenómeno nos permite diferenciar fácilmente una solución de un coloide. Para probarlo, puedes usar una lámpara para hacer pasar un haz de luz a través de diferentes medios: agua, mayonesa, humo; en el coloide podrás notar la trayectoria de la luz mientras que en la solución no.

Figura 27. Efecto Tyndall observado en la naturaleza.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Suspensiones Las partículas de la fase dispersa tienen un mayor tamaño que en los coloides, superior a los 200 mm. A simple vista podemos observar las partículas dentro de la fase dispersora, y debido al tamaño de las partículas, la acción de la gravedad puede obligarlas a sedimentar y ser separadas ya sea por decantación o por filtración. Las suspensiones por lo general se usan en la industria farmacéutica (figura 28).

Ácidos y bases

Desde tiempos antiguos, los griegos encontraron que había diferencias entre las sustancias, que algunas tenían sabor amargo y otras ácido. Con el tiempo, las investigaciones prosperaron aun a costa de algunas vidas, ya que los alquimistas solían probar o ingerir sustancias, como parte de sus experimentos. Figura 28. Aspecto de una suspensión. En apariencia es una sola fase, pero al observar a detalle podremos notar las partículas suspendidas.

Actualmente, la mayoría de la gente tiene idea de los usos de los ácidos y bases, así como de su importancia en los ciclos biológicos. Los limpiadores que usamos en casa, el jugo gástrico, el antiácido estomacal, los ácidos de los frutos cítricos, son ejemplos de ácidos y bases. Es importante conocer su comportamiento, ya que son elementos de los que incluso nuestra vida podría depender.

Historia de los ácidos

Los griegos sabían que al fermentar las uvas se podía hacer vino; también sabían que si el proceso de fermentación continuaba, el vino se convertía en vinagre (que significa vino agrio). Tiempo después, un alquimista árabe de nombre Geber destiló el vinagre y encontró la sustancia que le daba esas propiedades; hoy a esa sustancia la llamamos ácido acético y se usa en infinidad de procesos químicos industriales como la manufactura de fibras, medicinas y plásticos. Por muchos años solo se conocieron ácidos orgánicos, hasta que en el año 1200 otro alquimista, también llamado Geber, encontró la forma de preparar ácidos inorgánicos a partir de algunos minerales, los cuales resultaron ser más fuertes que los orgánicos y permitieron hacer pruebas de gran importancia para la química que hoy conocemos. En general, y como consecuencia de años de estudio, podemos definir tanto a ácidos como a bases en función de sus propiedades que ahora describiremos.

Propiedades de los ácidos

Los ácidos tienen las siguientes características: • Pueden hacer que algunos tintes (o colorantes) cambien de color. En los laboratorios se usa el papel tornasol azul, que cambia a rojo al ponerlo en contacto con un ácido. A estos colorantes se les llama indicadores porque indican si una sustancia es ácida o básica. • Pueden reaccionar con algunos metales, como el magnesio y el zinc, produciendo hidrógeno. • Conducen la electricidad cuando se encuentran en disolución. Al estar disueltos en agua producen iones H+ que son los responsables del flujo de electrones. La conductividad depende de la concentración y naturaleza del ácido. La conductividad se puede usar como herramienta para comparar la fuerza de los ácidos y de esta forma clasificarlos en una escala. • Tienen sabor ácido. La palabra ácido viene del latín acidus y significa “agrio”.

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química 2

Propiedades de las bases

Por su parte, las bases tienen las siguientes cualidades: • Tienen sabor amargo. • Pueden hacer que algunos colorantes cambien de color. Hacen que el papel tornasol rojo cambie a azul al ponerlo en contacto con una base. • Dan una sensación jabonosa al tacto. • Pueden reaccionar con ácidos. Al reaccionar las bases con los ácidos, producen agua y una sal, y provocan que la sustancia sea menos ácida o básica. • Conducen la electricidad cuando se encuentran en disolución. Al igual que los ácidos, al estar disueltas en agua se ionizan (se separan en iones) y producen iones OH-. La conductividad depende de la concentración y naturaleza de las bases y nos puede ayudar a clasificarlas en función de su fuerza. Te resultará interesante saber que los ácidos y las bases, en su historia, han tenido tres definiciones. En 1884, el científico Svante Arrhenius (figura 29) propuso una clasificación para ácidos y bases en función de su estructura molecular. Un ácido es una sustancia que produce iones hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua. Su estudio estaba enfocado a la conducción de la electricidad de las disoluciones, a las que llamó electrolitos. De acuerdo con Arrhenius, el ácido clorhídrico se disocia de acuerdo a la siguiente reacción cuando se diluye en agua: HCl

H2 O

H

+

(aq)

+ OH

-

+

-

H2 O

Na

+

(aq)

+ OH

-

(aq)

Tanto ácidos como bases se pueden clasificar de acuerdo a su grado de disociación tomando como referencia la electricidad que la disolución permite pasar a través de ella. Si el ácido o la base se ionizan con facilidad, podríamos hablar de un ácido o base fuerte y si se ioniza escasamente, tendríamos un ácido o una base débil. El equilibrio de ácidos y bases expresado en un esquema general queda de la siguiente forma: AH * A

+

(aq)

BOH * B

+

+A

(aq)

-

Años después, el químico y físico de nacionalidad danesa Johanes N. Brönsted (1879 –1947) y el químico británico Thomas Lowry (1874–1936), cada uno por su cuenta, desarrollaron su propia teoría. Esta definía al ácido como una sustancia capaz de donar un protón a cualquier otra sustancia según la reacción: AH + H 2 O ) H 3 O + A

(aq)

Y una base, al disolverse en agua, produce iones OH . Veamos la reacción: NaOH

Figura 29. El físico y químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) recibió el Premio Nobel de Química en 1903 por su aporte a la química con sus estudios sobre la disociación electrolítica.

-

Como las bases tienen propiedades opuestas a los ácidos, las definieron como una sustancia capaz de aceptar un protón de otra sustancia y, en consecuencia, una reacción ácido-base será aquella en la que un ácido ceda un protón a una base. Según esta teoría, el ácido clorhídrico (HCl) se puede disociar de la siguiente manera: HCl (aq) + H 2 O (l) " H 3 O

+

(aq)

+ Cl

-

(aq)

Y el amoniaco (NH3), al comportarse como base, se disociaría de la siguiente forma: NH (3 aq) + H 2 O (l) " NH

+

(4aq)

+ OH

-

(aq)

(aq)

+ OH

-

(aq)

Por último, en 1923 Gilbert N. Lewis (1875-1945) propuso su teoría referente a estas sustancias, la cual sustentó en otra teoría, la del enlace covalente. Según Lewis, un ácido es una sustancia, ya sea ion o molécula, que puede aceptar un par de electrones. Una base es un ion o molécula capaz de donar un par de electrones.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

Fuerza de ácidos y bases Los ácidos y las bases se pueden clasificar, como dijimos antes, en fuertes y débiles. Un ácido fuerte (HA) es aquel que se ioniza por completo al encontrarse en disolución, por lo tanto, le es más fácil donar iones H+: +

HA " H + A

-

El ácido bromhídrico se ioniza de la siguiente manera: +

HBr " H + Br

-

Una base fuerte (B) es una sustancia que acepta iones H+ con facilidad y es capaz de tomar todos los iones que requiere si están disponibles. +

B + H " BH

+

Por su parte, el ácido débil (Ha) es aquel que en disolución no se ioniza completamente, significa que la abundancia de iones H+ es menor y que le es más difícil donarlos. +

Ha ) H + a

-

La flecha en ambos sentidos indica ese fenómeno de ionización. Por ejemplo, si analizamos una solución que contiene un mol de ácido acético (HC2H3O2) en un litro de solución, encontraremos que la mayoría del ácido acético se encuentra en forma de moléculas y que solo una pequeña proporción se encuentra ionizada. HC 2 H 3 O 2

H2 O

H

+

Una base débil (b) es una sustancia que puede aceptar los iones H+, pero con mucha dificultad, tanto que termina aceptando protones. +

bH

La mayoría de los ácidos y bases son solubles en agua; de hecho, en la naturaleza así los encontramos. Como habrás notado, el agua es un elemento muy importante en lo referente a ácidos y bases, porque es el medio en el cual estas sustancias se disocian. El agua misma se puede comportar como un ácido o como una base y es por eso que se dice que tiene carácter anfótero o anfiprótico. Se comporta como un electrolito muy débil y le es fácil ionizarse. Cuando dos moléculas de agua reaccionan entre ellas, se forman un ion hidronio (H3O+) y un ion hidroxilo (OH ), debido a la transferencia de un protón de una molécula a la otra. H 2O + H 2O ) H 3O

-

Tanto en ácidos como en bases débiles, el equilibrio siempre estará desplazado hacia las especies sin disociar (los reactivos).

+

(ac)

-

(ac)

El pH

Hemos visto que hay ácidos y bases fuertes y débiles; para un estudio cualitativo esta sería suficiente información, sin embargo, para estudios cuantitativos no lo es. Por lo anterior, ha sido necesario crear una escala que sea el reflejo de esa acidez o basicidad de las sustancias, las cuales son consecuencia de la concentración de iones hidronio (H3O+) al ser disueltas en agua (figura 30). El pH (potencial de hidrógeno) es igual al negativo del antilogaritmo base 10 de la concentración de iones hidronio, es decir: +

pH = -log [H3O ] Y el pOH es el antilogaritmo base 10 de la concentración de iones hidroxilo: -

pOH = -log [OH ] Los corchetes significan que la concentración debe estar expresada en moles por litro. La escala del pH va desde 0 hasta 14, tomando el 0 como el punto más ácido de la escala y el 14 como el más básico; el 7 se considera como neutro, significa que la concentración de iones hidronio e hidroxilo están en equilibrio. El producto de las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo es igual a 1 × 10-14, es decir: +

-

[H3O ] [OH ] = 1 × 10-14

58

+ OH

El agua pura se considera una sustancia neutra porque tanto + los iones H3O como los iones H- se encuentran en la misma concentración: 1 x 10-7 M (constante de ionización del agua).

+ (C 2 H 3 O 2)

En la reacción podemos ver la ionización del ácido acético. La doble flecha indica que el equilibrio está desplazado hacia el lado de los reactivos.

b +H

Concentración de iones hidronio, ácido-base del agua y pH


química 2

Aplicando las leyes de los logaritmos a esta ecuación, quedaría así: pH + pOH = 14 Comercialmente existen herramientas para determinar el pH de las sustancias: colorantes indicadores, bandas coloreadas y potenciómetros. pH entre 7.35 y 7.45: plasma, linfa, líquido intestinal, líquido cefalorraquídeo

pH jugo gástrico

1

2

3

4

pH orina y saliva

pH jugo pancreático

5

8

6

7

9

10

11

12

13

14

pH líquido extracelular Muerte

6.8

7.35

Acidosis

7.45

Normalidad

8.0

Muerte

Alcalosis

Figura 30. Escala de pH en el cuerpo humano.

Actividad de desarrollo

Ahora que ya conoces un poco más sobre los ácidos y las bases, puedes investigar en casa cuáles de las sustancias que utilizas a diario son ácidos y cuáles bases. Para lograrlo, puedes utilizar un indicador de preparación casera. Organízate con dos compañeros para tener listo el material y emprender un pequeño experimento. Materiales y reactivos • Col morada (algunas hojas) • Alcohol etílico (del que se usa para curación, aproximadamente 100 mL) • Tubos de ensayo o recipientes pequeños para pruebas • Pequeñas cantidades de: - Solución limpiadora para pisos - Destapacaños - Bicarbonato de sodio - Jugo de limón o de naranja - Vinagre - Leche de magnesia - Refresco de cola - Café - Leche - Agua pura Procedimiento Preparen su indicador de la siguiente manera: 1. Viertan el alcohol en un tazón. 2. Con cuidado, corten la col en trozos medianos. 3. Sumerjan los trozos de col en alcohol. 4. Dejen reposar de 15 a 30 minutos.

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U1 ESTEQUIOMETRÍA

5. Con ayuda de un colador, separen la col del alcohol y coloquen su solución indicadora en un recipiente. 6. Ahora que su indicador está listo, hagan pruebas con todas las sustancias sugeridas (pueden elegir algunas otras en consenso con su equipo). 7. Preparen 10 tubos de ensayo o recipientes pequeños y viertan en cada uno aproximadamente 1 cucharada de muestra (5 mL) y 2 cucharadas de agua (10 mL). Agiten. 8. Agreguen 10 gotas de indicador a cada tubo o recipiente. Observen y tomen nota. El indicador hará que la solución cambie a rosa o rojo cuando la sustancia es ácida y a verde o azul cuando la sustancia es básica. 9. Reporten sus observaciones en el siguiente cuadro, poniendo una marca en el campo que describa el comportamiento de la sustancia. Este mismo ejercicio lo pueden hacer en el laboratorio de su escuela, usando papel indicador rojo y azul en lugar del indicador casero. Sustancia

Ácido

Básico

Neutro

Agua Leche

10. Para finalizar con esta experiencia, realicen una investigación acerca de las razones por las cuales la col morada puede usarse como indicador ácido-base y si existe la posibilidad de hacer con esta una escala cuantitativa de medición de pH.

Cálculos del pH

En química, los cálculos que requieren el manejo del pH se valen de las siguientes fórmulas: pH = -log [H3O+] pOH = -log [H+] pH + pOH = 14 [H3O+] [OH-] = 1 × 10-14 Revisemos algunos ejemplos.

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química 2

Ejemplo 41

Calcula el pH de una disolución de hidróxido de sodio (NaOH) cuya concentración de iones hidroxilo es 1 × 10-⁹ M. Solución pH = -log [H₃O+] [H₃O+] = (1.00 × 10-⁹) pH = -log (1.00 × 10-⁹) Aplicamos las leyes de los logaritmos: pH = - (log 1 + log 10-⁹) = 0 + (-9) = 9 pH = 9 Según el pH calculado, se trata de una solución básica.

Ejemplo 42

Calcula el pH de una disolución cuya concentración de iones hidronio [H₃O+] es 1.3 × 10-⁵ M. Solución pH = -log [H₃O+] [H3O+] = (1.3 × 10-⁵) pH = -log (1.3 × 10-⁵) Aplicamos las leyes de los logaritmos: pH = - (log 1.3 + log 10-5) = 0.11 + (-5) = 5.11 pH = 5.11 El pH obtenido indica que es una disolución ácida.

Ejemplo 43

Encuentra el pH de una disolución con una concentración de iones [OH-] de 1.00 × 10-¹⁰. Solución De acuerdo a la constante del producto iónico del agua: log [H₃O+] [OH-] = log 1 × 10-14 log [H₃O+] + log [OH-] = -14 Multiplicamos por (-1) ambos lados de la ecuación: (-1) (log [H₃O+] + log [OH-] = - (14) -log [H₃O+] + (-log [OH-]) = 14

61


U1 ESTEQUIOMETRÍA

pH + pOH = 14 [H₃O+] = 10-¹⁴

-14 -14 6H 3 O + @ = 10 - = 10 -10 = 10 -4 6OH @ 610 @

Sustituimos el valor en la ecuación: pH = -log [H₃O+] pH = -log (1 × 10-⁴) pH = - (log 1.00 + log 10-⁴) pH = - [0 + (-4)] = 4

Dado el pH calculado, se trata de una disolución ácida.

Ejemplo 44

Calcula el pH de una disolución con una concentración de iones hidronio [H₃O+] de 5.34 × 10-⁴ M. Solución pH = -log [H₃O+] pH = -log (5.34 × 10-⁴) pH = - (log 5.34 + log 10-⁴) pH = - (0.723 + (-4)) pH = 3.27

Actividad de desarrollo

Calcula el pH de una solución que tiene una concentración de iones hidronio [H3O+] de 1.8 × 10-5 M y de acuerdo al valor obtenido clasifícala como ácido o como base.

62


química 2

Quinina: una síntesis de 90 años

La quinina es un alcaloide natural con multitud de propiedades. Es un antipirético, analgésico y antiinflamatorio. Además fue el primer tratamiento efectivo contra la malaria que se usó desde el siglo xvii y casi el único hasta mediados del siglo pasado. En aquellos momentos, la quinina se obtenía exclusivamente de los árboles de Chinchona, originarios de América del Sur, pero que eran cultivados principalmente en zonas tropicales de Asia. Tal era la importancia de este compuesto que, con el comienzo de la Segunda Guerra Mundial, el gobierno británico trató de asegurarse de que no llegaría la escasez haciendo acopio de quinina. Sin embargo, hacia 1942 la preocupación empezó a llegar a las filas aliadas debido a la duración y la generalización del conflicto. La situación se agudizó con la ocupación de las Indias Orientales Holandesas (actual Indonesia) por Japón, en marzo de ese mismo año. A partir de ese momento, la mayor parte del suministro mundial de quinina estaba tras las líneas enemigas, por lo que buscar alternativas se convirtió en tarea prioritaria para los países aliados. Una posibilidad que se barajó fue la de recuperar la quinina suministrada a enfermos de malaria por vía oral. La quinina es parcialmente metabolizada en el hígado, pero aproximadamente la mitad es excretada en la orina. Así, se intentó recuperar parte del valioso producto, aunque no se pudo poner a punto un método adecuado para la extracción a gran escala, lo que evitó que esta alternativa fuera muy empleada. La otra opción que se exploró fue la síntesis de quinina en el laboratorio. Los primeros intentos de síntesis de quinina datan de 1850, aunque la carencia de métodos sintéticos adecuados, unida a la poca información estructural de este alcaloide, impidió cualquier avance significativo. No fue sino hasta 1907 que el alemán Paul Rabe estableció la correcta conectividad entre los átomos y años más tarde, en 1918, publicó la primera aproximación a la síntesis de quinina partiendo de quinotoxina, un compuesto relacionado. En su publicación, catalogada como comunicación preliminar por los autores, se indicaban las transformaciones químicas para producir quinina, pero se aportaban pocos detalles experimentales que aclararan cómo se llevaron a cabo. Fuente: Ciencia para impacientes. En: http://www.aitri.blogspot.com/

Después de haber leído este interesante texto acerca de la quinina, organícense en equipos y realicen lo siguiente: 1. Discutan qué opciones existen para recuperar la quinina que el cuerpo desecha, tomando en cuenta que ahora conocen las técnicas de separación de mezclas y que mediante una breve investigación pueden conocer la composición química de la orina. 2. Discutan cuáles fueron las razones por las que la síntesis de quinina en los primeros intentos no fue correcta y cuáles fueron los cambios que pudo hacer Paul Rabe para lograrlo. 3. Preparen una exposición oral con las conclusiones a las que hayan llegado; apoyen su exposición con materiales adecuados.

en la web Para apoyar tu estudio, puedes consultar los siguientes sitios según cada tema: • Estructura de la materia: http://www.rena.edu.ve/TerceraEtapa/Quimica/index3.html • Sustancias puras, elementos y compuestos: http://www.rena.edu.ve/TerceraEtapa/Quimica/ SustPuras.html • Separación de mezclas: http://fisicayquimicaenflash.es/swf/eso/cambios%20estado/separaciones.swf • Soluciones: http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/Tema3.html

63


U1 ESTEQUIOMETRÍA

Actividad de desarrollo

Organizados en equipos, investiguen en Internet acerca de plantas industriales que se dediquen a la producción de materia prima para los productos de limpieza en el hogar. Elijan productos diferentes por equipo y enfóquense en los procesos químicos. Al final, expónganlos en clase usando diapositivas de PowerPoint. Incluyan la información listada a continuación. 1. ¿Qué producen? 2. ¿Cuáles son las principales reacciones que se llevan a cabo? 3. ¿Usan cálculos estequiométricos en la especificación de la materia prima? 4. ¿Usan cálculos estequiométricos para la producción? 5. ¿Saben el rendimiento de su producción? 6. ¿Su producción es para consumo nacional e internacional?

64


Actividad de Cierre

I. Responde lo que se te solicita a continuación. 1. ¿Qué es un mol?

2. ¿Qué estudia la estequiometría?

3. ¿Qué es una ecuación química?

4. Menciona las cuatro leyes ponderales y asócialas con un concepto práctico.

5. ¿Qué es el reactivo limitante?

6. ¿Qué es una mezcla?

7. Clasifica los siguientes sistemas como mezcla homogénea o heterogénea. a. Leche _______________ b. Alcohol _______________ c. Azúcar _______________ d. Agua y aceite _______________ e. Helado _______________

65


8. Describe cinco técnicas de separación de mezclas.

9. ¿Qué es la concentración?

10. ¿Cuáles son las formas de expresar la concentración según este curso?

11. ¿Qué es un ácido y qué es una base?

12. ¿Qué significa pH?

13. ¿Cuál es el rango de la escala de pH?

66


II. Resuelve cada uno de los ejercicios en tu cuaderno. 1. Calcula la masa molar del cloruro de calcio. 2. Determina cuántos moles de agua hay en 200 g de agua. 3. Calcula cuántas partículas se encuentran en 50 g de cloruro de sodio. 4. Escribe tu propio ejemplo para explicar la ley de las proporciones recíprocas. 5. Determina el porcentaje de nitrógeno en el nitrato de plata. 6. Encuentra la fórmula empírica del ácido benzoico si contiene 68.8% de carbono, 26.2% de oxígeno y 5.0% de hidrógeno. 7. El análisis elemental de un hidrocarburo ha permitido determinar su composición porcentual; contiene 92,31% de C y el resto de H. Calcula la fórmula molecular si el peso molecular del hidrocarburo es 104 g/mol. 8. De acuerdo a la reacción mostrada, calcula qué masa de CO2 se produce cuando se queman: a. 2 moles de propano b. 120 g de propano C3H8 + 5O2 " 3CO2 + 4H2O 9. Para la reacción anterior, solo se obtuvieron 300 g de CO2. ¿Qué porcentaje de rendimiento tuvo la reacción? 10. Realiza los cálculos necesarios para preparar 500 mL de las siguientes soluciones: a. 15% m/m, NaCl b. 15% m/v, KNO3 c. 10% v/v, vinagre d. 2 M, NaOH e. 1 N, CaCO3 11. Calcula el pH de una solución que tiene una concentración de iones hidronio [H3O+] de 1.8 × 10-5 M y de acuerdo al valor obtenido clasifícala como ácido o base.

67


Instrumentos de evaluación

I. Lista de cotejo para evaluar actividad de apertura. Categoría

No

Conoce los temas tratados. Es capaz de presentar detalles en sus respuestas. Es coherente en las respuestas. Posee un lenguaje claro y conciso. Domina los temas tratados.

Valoración Respuestas afirmativas

Nota

1

6

2

7

3

8

4

9

5

10

II. Rúbrica para evaluar el trabajo en equipo. Categoría

4

3

2

1

Puntos

Preparación

Trae el material necesario a clase y siempre está listo para trabajar.

Casi siempre trae el material necesario a clase y está listo para trabajar.

Casi siempre trae el material necesario. Suele necesitar ayuda.

A menudo olvida el material necesario o no está listo para trabajar.

Enfoque en el trabajo

Se mantiene enfocado en el trabajo que debe hacer. Muy autodirigido.

La mayor parte del tiempo se enfoca en el trabajo que debe hacer.

Algunas veces se enfoca en el trabajo.

Raramente se enfoca en el trabajo.

Manejo del tiempo

Casi siempre escucha, comparte y apoya el esfuerzo de otros.

Usualmente escucha, comparte y apoya el esfuerzo de otros. No les causa problemas.

A veces escucha, comparte y apoya el esfuerzo de otros.

Frecuentemente no es un buen miembro del grupo.

Actitud

Nunca critica públicamente el proyecto o el trabajo de otros. Siempre tiene una actitud positiva hacia el trabajo.

Rara vez critica públicamente el proyecto o el trabajo de otros. A menudo tiene una actitud positiva hacia el trabajo.

Ocasionalmente critica en público el proyecto o el trabajo de otros miembros del grupo. Pocas veces tiene una actitud positiva hacia el trabajo.

Con frecuencia critica en público el proyecto o el trabajo de otros miembros del grupo. A menudo tiene una actitud no positiva hacia el trabajo.

Contribuciones

Siempre aporta ideas útiles al participar en el grupo. Es un líder definido que contribuye con mucho esfuerzo.

Por lo general, proporciona ideas útiles al participar en el grupo y en la discusión en clase.

Algunas veces proporciona ideas útiles al participar en el grupo y en la discusión en clase.

Rara vez proporciona ideas útiles al participar en el grupo y en la discusión en clase. Total

Valoración

68

Puntos

Nota

5 o menos

5

6-8

6

9-11

7

12-14

8

15-17

9

18-20

10


III. Lista de cotejo para evaluar tema integrador: la química en el hogar. Categorías de evaluación

No

Observaciones

Elabora y presenta una lista de los compuestos químicos en el hogar. Distingue entre productos de higiene personal e higiene del hogar. Distingue los ingredientes activos principales de los productos de higiene personal. Distingue los ingredientes activos principales en los productos de higiene del hogar. Indica adecuadamente el origen de cada compuesto, natural o sintético. Indica la fórmula correcta de los ingredientes activos principales. Reconoce y presenta la importancia del uso de los productos químicos en el hogar. Entiende la importancia de no mezclar productos de higiene del hogar debido a su contenido. Entiende el efecto negativo del uso excesivo de los productos químicos para el medio ambiente. Propone soluciones para reducir el uso de productos químicos en casa.

Valoración Respuestas afirmativas

Nota

5 o menos

5

6

6

7

7

8

8

9

9

10

10

IV. Lista de cotejo para exposición oral. Categoría

No

Domina el tema. Se mantiene el respeto entre alumnos al opinar. Responde con coherencia las preguntas. Habla claramente (buena dicción, buena pronunciación). Tiene volumen adecuado para la exposición. Propicia la participación y retroalimentación. Domina el tiempo de exposición. Establece contacto visual con sus interlocutores.

Valoración Respuestas afirmativas

Nota

3 o menos

5

4

6

5

7

6

8

7

9

8

10

69


V. Lista de cotejo para trabajo individual. Resolución de ejercicios. Categoría

Cumplió (10)

No cumplió (5)

Organizó sus cálculos usando factores. Realizó su trabajo con orden, limpieza y buena ortografía. Los resultados son dimensionalmente consistentes. Los resultados y conclusiones son expresados con claridad. Entregó en tiempo y forma.

VI. Rúbrica para la evaluación del trabajo en laboratorio. Categoría

4

3

2

1

Pregunta

El propósito del laboratorio o la pregunta a ser contestada durante el trabajo están claramente identificados y presentados.

El propósito del laboratorio o la pregunta a ser contestada durante el trabajo están identificados, pero son presentados en una manera que no es muy clara.

El propósito del laboratorio o la pregunta a ser contestada durante el trabajo están parcialmente identificados y son presentados en una manera que es poco clara.

El propósito del laboratorio o la pregunta a ser contestada durante el trabajo son erróneos o irrelevantes.

Hipótesis experimental

La relación postulada entre las variables y los resultados anticipados es clara y razonable, basada en lo que ha sido estudiado.

La relación postulada entre las variables y los resultados anticipados está razonablemente basada en el conocimiento general y en observaciones.

La relación postulada entre las variables y los resultados anticipados ha sido expuesta, pero aparenta estar basada en una lógica defectuosa.

No se propuso una hipótesis.

Diseño experimental

El diseño experimental es una prueba bien construida de la hipótesis presentada.

El diseño experimental es adecuado para la prueba de la hipótesis, pero deja algunas preguntas sin responder.

El diseño experimental está relacionado con la hipótesis, pero no es una prueba completa.

El diseño experimental no está relacionado con la hipótesis.

Procedimientos

Los procedimientos están enlistados con pasos claros. Cada paso está enumerado y es una oración completa.

Los procedimientos están enlistados en un orden lógico, pero los pasos no están enumerados y/o no son oraciones completas.

Los procedimientos están enlistados, pero no tienen en un orden lógico o son difíciles de seguir.

Los procedimientos no enlistan en forma precisa todos los pasos del experimento.

Materiales

Todos los materiales usados en el experimento son descritos clara y precisamente. Los bosquejos de los aparatos y la preparación son ordenados, fáciles de leer y están completamente etiquetados.

Casi todos los materiales usados en el experimento son descritos clara y precisamente. Un bosquejo etiquetado de un aparato está incluido.

La mayoría de los materiales usados en el experimento están descritos con precisión. La preparación del aparato está descrita con precisión.

Muchos materiales están descritos sin precisión o no están del todo descritos.

Análisis

La relación entre las variables es discutida y las tendencias/patrones analizados lógicamente.

La relación entre las variables es discutida y algunas de las tendencias/patrones son analizados lógicamente.

La relación entre las variables es discutida, pero ni los patrones, tendencias o predicciones son hechos basados en los datos.

La relación entre las variables no es discutida.

70

Puntos


Categoría

4

3

2

1

Puntos

Seguridad

El laboratorio es llevado a cabo con toda atención a los procedimientos de seguridad. El montaje, el experimento y el desmontaje no plantean un riesgo para la seguridad de los individuos.

El laboratorio generalmente es llevado a cabo con atención a los procedimientos de seguridad. El montaje, el experimento y el desmontaje no plantean un riesgo para la seguridad de los individuos, pero un procedimiento de seguridad necesita ser revisado.

El laboratorio es llevado a cabo con algo de atención a los pocos procedimientos de seguridad. El montaje, el experimento y el desmontaje no plantean un riesgo para la seguridad de los individuos, pero varios procedimientos necesitan ser revisados.

Los procedimientos de seguridad fueron ignorados y/o algunos aspectos del experimento plantean un riesgo para la seguridad del estudiante o de otros individuos.

Dibujos / diagramas

Se incluyen diagramas claros y precisos que facilitan la comprensión del experimento. Los diagramas están etiquetados de una manera ordenada y precisa.

Se incluyen diagramas que están etiquetados de una manera ordenada y precisa.

Se incluyen diagramas y algunos están etiquetados.

Faltan diagramas importantes o faltan etiquetas importantes.

Cálculos

Se muestran todos los cálculos y los resultados son correctos y están etiquetados apropiadamente.

Se muestran algunos cálculos y los resultados son correctos y están etiquetados apropiadamente.

Se muestran algunos cálculos y los resultados están etiquetados apropiadamente.

No se muestra ningún cálculo.

Conclusiones

La conclusión incluye los descubrimientos que apoyan las hipótesis posibles, fuentes de error y lo que se aprendió del experimento.

La conclusión incluye los descubrimientos que apoyan la hipótesis y lo que se aprendió del experimento.

La conclusión incluye lo que fue aprendido del experimento.

No hay conclusión incluida en el informe.

Total

Valoración Puntos

Nota

13 o menos

5

14-20

6

21-28

7

29-36

8

37-44

9

45-52

10

VII. Lista de cotejo para preparación de una solución indicadora casera y pruebas experimentales de pH. Categoría

No

Domina el tema. Conoce el material con el que trabajará. Conoce el procedimiento de la práctica. Hay evidencia de que el procedimiento se siguió como indican las instrucciones. Respondió las preguntas que se plantearon. Presentó resultados organizados. Planteó conclusiones apropiadas para el tema.

71


Valoración Puntos

Nota

2 o menos

5

3

6

4

7

5

8

6

9

7

10

VIII. Rúbrica para evaluar la presentación de PowerPoint: Procesos químicos industriales. Categoría

4

3

2

1

Puntos

Uso de la paquetería

Da formato a la presentación aplicando diseño de la diapositiva o usando plantilla de diseño. Utiliza diferentes tipos de letra de acuerdo a los títulos. Aplica animación y establece hipervínculos externos e internos.

Da formato a la presentación aplicando diseño de la diapositiva o usando plantilla de diseño. Utiliza diferentes tipos de letra de acuerdo a los títulos de la presentación. Aplica animación a la presentación.

Da formato a la presentación aplicando diseño de la diapositiva o usando plantilla de diseño. Utiliza diferentes tipos de letra de acuerdo a los títulos de la presentación.

Da formato a la presentación aplicando diseño de la diapositiva o usando plantilla de diseño.

Generación de conocimientos

Todos los estudiantes del grupo pueden contestar adecuadamente todas las preguntas relacionadas con la información en la presentación y el proceso técnico usado para crearla.

Todos los estudiantes del grupo pueden contestar adecuadamente la mayoría de las preguntas relacionadas con la presentación y el proceso técnico usado para crearla.

Algunos de los estudiantes del grupo pueden contestar adecuadamente algunas de las preguntas relacionadas con la información en la presentación y su proceso de creación.

Varios estudiantes del grupo parecen tener poco conocimiento sobre la información y procesos técnicos usados en la presentación.

Formato y organización

La presentación tiene un formato atractivo e información bien organizada.

La presentación tiene un formato atractivo e información bien organizada.

La presentación tiene información bien organizada.

La presentación y la organización del material son confusas para el lector.

Fuentes

Hay registros cuidadosos y precisos para documentar el origen de 95-100% de la información usada en la presentación.

Hay registros cuidadosos y precisos para documentar el origen de 85-94% de la información usada en la presentación.

Hay registros cuidadosos y precisos para documentar el origen de 75-84% de la información usada en la presentación.

Las fuentes no son documentadas en forma precisa ni son registradas en mucha de la información usada en la presentación.

Contenido / precisión

Toda la información usada en la presentación es correcta.

90-99% de la información usada en la presentación es correcta.

80-89% de la información en la presentación es correcta.

Menos del 80% de la información en la presentación es correcta. Total

Valoración

72

Puntos

Nota

5 o menos

5

6-8

6

9-11

7

12-14

8

15-17

9

18-20

10


73

7

6

5

4

3

2

1

H

+1

K

Na

Sodio 22.991

Litio 6.940

Li

1

1

1

Rb

1

Cs

1

Fr

1

2

2

Ca

Sr

2

2

Y

La

Ac

3

Zr

4

4,3

Hf

Rf

4

4

3,4

3,4

Ta

5

4

Pr

3,4

Pa

4,5

Protactinio 231.04

91

Praseodimio 140.907

59

Dubnio 262

Db

105

Tantalo 180.948

73

Mo

4,5,6

4,5,6

W

Sg

Nd

3

3,4,5,6

U

Uranio 238.03

92

Neodimio 144.24

60

Seaborgio 263

106

Wolframio 183.85

74

Molibdeno 95.94

42

Cromo 51.996

6,3,2

Cr

2,3,4,7

Mn

Tc

4,6,7

Bh

Pm

3,4,5,6

Np

Neptunio 237.05

93

Prometio 144.91

61

Bohrio 264

107

3

4,6,7

Re

Renio 186.207

75

Tecnecio 97.907

43

Manganeso 54.938

25

Tierras raras

Lantánidos

#

Actínidos

Otros metales (bloque p)

*

Nb

3,5

Niobio 92.906

41

24

No metales

Torio 232.04

Th

Cerio 140.12

Ce

5,4,3,2

V

Vanadio 50.941

23

Semimetales o metaloides

90

58

Rutherfordio 261

104

Hafnio 178.49

72

Circonio 91.224

40

Titanio 47.80

Ti

7 VIIB

Gases nobles

Actinio 227.03

89

Lantano 138.905

57

#

89-103

57-71 *

3

3

Itrio 88.9059

39

22

6 VIB

Aún no sintetizados

2

2

3

5 VB

Metales alcalinotérreos

#

*

Radio 226.02

Ra

Ba

Bario 137.33

Sc

Escandio 44.96

21

4 IVB

Metales alcalinos

88

56

Estroncio 87.62

38

Calcio 40.08

20

Magnesio 24.32

Mg

Be

Berilio 9.013

12

4

3

IIIB

Fe

Ru

2,3,4

2,3

2,3,4

Os

2,3

Sm

3,4,5,6

Pu

Plutonio 244.06

94

Samario 150.36

62

Hassio 269.13

Hs

Osmio 190.2 108

76

Rutenio 101.07

44

Hierro 55.847

26

VIIIB

8

Co

2,3

2,3,4,6

Eu

2,3

3,4,5,6

Am

Ni

Pd

2,4

2,3

Pt

2,4

Gd

2,3

96

Curio 247.07

Cm

3

Gadolinio 157.25

64

Ununnilio 281

Uun

110

Platino 195.08

78

Paladio 106.42

46

Níquel 58.69

28

10 VIIIB

1,3

Tb

3,4

Bk

3,4

Berkelio 247.07

97

Terbio 158.925

65

Unununio 272

Uuu

Oro 196.97

Au

Plata 107.87

Ag

1

1,2

Cobre 63.546

Cu

111

79

47

29

11 IB

Cd

Zinc 65.39

Zn 2

2

Hg

1,2

Dy

3

Cf

3

Californio 251.08

98

Disprosio 162.50

66

Ununbio 277

Uub

112

Mercurio 200.59

80

Cadmio 112.41

48

30

12 IIB

Preparados sintéticamente

Líquido

Gaseoso

Sólido

Colores de símbolos según su estado:

Americio 243.06

95

Europio 151.96

63

Meitnerio 266

Mt

Iridio 192.22

Ir

Rodio 102.90

3,4,5

Rh

109

77

45

Cobalto 58.933

27

VIIIB

9

Elementos de transición

Metales de transición

Francio 223.02

87

Cesio 132.905

55

Rubidio 85.4678

37

Potasio 39.100

19

11

3

Hidrógeno 1.00797

1

2

IIA

1

IA

Metales

tabla periódica de los elementos químicos

Al

Boro 10.811

B 3

3

1,3

C

2,±4

Si

2,+4

Ge

2,4

Sn

2,4

Pb

2,4

Es

3

Einstenio 252.09

99

Holmio 164.93

Fm

3

3

Masa atómica

Símbolo

Número atómico

Fermio 257.08

100

Erbio 167.26

Er

68

3

67

Ho

Ununuquadio 289

Uuq

Plomo 207.2 114

82

Estaño 118.71

50

Germanio 72.59

32

Silicio 28.0855

14

Carbono 12.011

6

14 IVA

Ununutrio

Uut

Tl

Talio 204.38

Indio 114.82

In

1,2,3

Galio 69.723

1,2,3

Ga

113

81

49

31

Aluminio 26.981

13

5

13 IIIA

P

±3,5

+3,5

As

Sb

+3,5

Bi

+3,5

2,3

2,3

6

O

-1,±2

S

2,4,6

2,4,6

Se

Te

-2,4,6

-2,4,6

Po

Yb

2,3

2,3

No

C

2+4

Nobelio 259.10

102

Iterbio 173.04

70

Ununhexio

Uuh

116

Polonio 208.98

84

Telurio 127.60

52

Selenio 78.96

34

Azufre 32.066

16

Oxígeno 15.999

8

16 VIA

Carbono 12.011

Mendelevio 258.09

Md

Tulio 168.93

Tm

101

69

Ununpentio

Uup

115

Bismuto 208.98

83

Antimonio 121.75

51

Arsénico 74.921

33

Fósforo 30.974

15

Nitrógeno 14.007

N

7 ±2,±3,4,5

VA

15

No metales

±1,3,5,7

At

Lu

Lr

3

3

Ar

Neón 20.179

Ne

Helio 4.003

He

Kr

Xe

2

0

Ununoctio

Uuo

Rn

Radón 222.02 118

86

2

2,4

Xenón 131.29

54

0

0

Criptón 83.80

36

Argón 39.948

18

10

2

18 VIIIA

Nombre

Número de oxidación

Laurencio 262.11

103

Lutecio 174.04

71

Ununseptio

Uus

117

Astato 209.98

85 ±1,3,5,7

Yodo 126.90

I

53 ±1,3,5,7

Bromo 79.904

Br

Cloro 35.453

Cl

Flúor 18.998

F

-1

35 ±1,3,5,7

17

9

17 VIIA

Gases nobles


Los libros que conforman esta colección se enfocan en desarrollar los contenidos de los programas para Bachillerato Tecnológico surgidos de la riems, basados en el enfoque de competencias. La colección presenta un diseño completamente renovado que facilita la localización de las secciones y los recursos didácticos mediante identificadores gráficos. De igual forma, esta colección se centra en un enfoque teórico-práctico, apegándose por completo a los nuevos programas de estudio.

Ángela Vanegas Colín Es ingeniera química por la Universidad Autónoma de Nuevo León (uanl), institución en la que actualmente funge como profesora de diversas asignaturas. Su labor profesional está dirigida a la investigación de química de materiales. Tiene más de diez años de experiencia docente en los niveles superior y medio superior. Paralelamente, colabora activamente en la formación de tutores.

Aplícalo Se plantean situaciones de la vida cotidiana en las que los alumnos pueden poner en práctica los conocimientos adquiridos.

Actividades Pueden ser de apertura, desarrollo y cierre. Se plantean con base en el tema integrador.

PROYECTO INTEGRADOR Al final del libro se propone un proyecto integrador, cuyo desarrollo requiere la aplicación de los conocimientos de todo el curso.

Instrumentos de evaluación Se proponen rúbricas, listas de cotejo y guías de observación.

EJERCICIOS Y PRÁCTICAS DE LABORATORIO Se proponen ejercicios adicionales de todos los temas estudiados, así como algunas prácticas de laboratorio.

ISBN 978 607 508 020 8

9 786075 080208


Química 2  

eseté editorial DGETI

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