primera edición ebook 2014

primera edición ebook 2014

Víctor Manuel Ramírez Regalado

Grupo Editorial Patria®División Bachillerato, Universitario y Profesional

Química 2.

Serie integral por competencias

Derechos reservados:

©2014, Víctor Manuel Ramírez Regalado

©2014, Grupo Editorial Patria, S.A. de C.V.

ISBN ebook: 978-607-744-007-9

Renacimiento 180, Col. San Juan Tlihuaca,Delegación Azcapotzalco, Código Postal 02400, México, D.F.Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial MexicanaRegistro núm. 43

Queda prohibida la reproducción o transmisión total o parcial del contenido de la presente obra en

cualesquiera formas, sean electrónicas o mecánicas, sin el consentimiento previo y por escrito del editor.

Impreso en México / Printed in Mexico

Primera edición ebook: 2014

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Renacimiento 180, Col. San Juan Tlihuaca, Azcapotzalco, 02400, México, D.F.

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Dirección editorial: Javier Enrique CallejasCoordinación editorial: Alma Sámano CastilloRevisión técnica: Alex Polo VelázquezDiseño de interiores y portada: Juan Bernardo Rosado SolísSupervisor de preprensa: Miguel Ángel Morales VerdugoDiagramación: Visión Tipográfica Editores S.A. de C.V.Fotografías: ThinkstockIlustraciones: Carlos Enrique León Chávez

Contenido

Introducción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . VII

Competencias genéricas del Bachillerato General . . . . . . . . . . . . VIII

Competencias disciplinares básicas del campo de ciencias experimentales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . IX

X

BLO

QU

E

1 1.1 Mol . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6

1.2 Leyes ponderales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13

1.3 Implicaciones ecológicas, industriales y económicas de los cálculos estequiométricos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25

Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos

químicos de tu entorno

BLO

QU

E

2 2.1 Contaminación del aire, del agua y del suelo . . . . . . . . . 43

2.2 Origen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55

2.3 Inversión térmica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63

2.4 Esmog . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64

2.5 Lluvia ácida . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72

Actúas para disminuir la contaminación del aire,

del agua y del suelo

BLO

QU

E

3 3.1 Clasificación de la materia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 84

3.2 Sistemas dispersos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92

3.3 Métodos de separación de mezclas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 107

3.4 Unidades de concentración de los sistemas dispersos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 115

3.5 Ácidos y bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 124

Comprendes la utilidad de los sistemas dispersos

Grupo Editorial Patria®

V

BLO

QU

E

4 4.1 Configuración electrónica y geometría molecular

del carbono . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 144

4.2 Tipos de cadena e isomería . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152

4.3 Características, propiedades físicas y nomenclatura general de los compuestos orgánicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . 160

4.4 Importancia ecológica y económica de los compuestos del carbono . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 193

Valoras la importancia de los compuestos

del carbono en tu vida diaria y entorno

Las secciones de tu libro . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

VI

Contenido

BLO

QU

E

5 5.1 Macromoléculas, polímeros y monómeros . . . . . . . . . . . . 208

5.2 Macromoléculas naturales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 208

5.3 Macromoléculas sintéticas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 221

Identificas la importancia de las macromoléculas

naturales y sintéticas

Glosario . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 234

Bibliografía . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 237Vínculos en internet . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 236

VII


Introducción a la asignatura y a tu libro

Química 2 pertenece a la Serie Integral por competencias de Grupo Editorial Patria y está completamente apegado a los con-tenidos correspondientes a la asignatura del bachillerato general. Pertenece al campo de conocimiento de las ciencias experi-mentales. Además se ha realizado con base en un innovador diseño a todo color; que facilita la lectura, permite la rápida identificación de los temas de estudio, su localización inmediata y el uso óptimo de información de apoyo. Esta nueva edición contiene una nueva estructura que incluye, entre otras, instrumentos de evaluación más amplios: coevaluación y lista de co-tejo sobre actividades a realizar.El estudio de la química es fundamental para el ser humano, ya que se aplica en todo lo que le rodea. Por ello, en Química 2 se pretende que el estudiante conozca y comprenda los fenómenos químicos y utilice su creatividad en la búsqueda de la con-servación o mejoramiento de nuestro entorno.Este libro se ha organizado de acuerdo con el enfoque pedagógico actual por competencias, que busca la participación activa del alumno en la construcción de nuevos conocimientos, propiciando la observación, la reflexión y la experimentación.Se encontrarán las competencias genéricas y disciplinares relativas a Química 2 integradas en cinco bloques de aprendizaje, que buscan desarrollar unidades de competencia específicas, con el objeto de facilitar la formulación y/o resolución de si-tuaciones o problemas de manera integral en cada uno, y de garantizar el desarrollo gradual y sucesivo de distintos conoci-mientos, habilidades, valores y actitudes, en el estudiante.En el Bloque 1 se reconoce la importancia del concepto de mol y se aplica en la cuantificación de los procesos químicos; en el Bloque 2 se da una importancia fundamental en la preservación del medio ambiente, abatir los altos índices de contamina-ción del aire, del agua y del suelo, mediante una serie de reflexiones y medidas tendientes a conservar y promover de una manera definitiva el desarrollo sustentable, que nos permita tener una alta calidad de vida; en el Bloque 3 conoce y com-prende la utilidad de los sistemas dispersos, ya que en la vida cotidiana entramos en contacto diariamente con muchos de ellos, por lo cual se hace indispensable tener presentes sus propiedades y características fundamentales para manejarlos ade-cuadamente; en el Bloque 4 se da una amplia concepción y valoración de las propiedades de los compuestos derivados del carbono, fundamentalmente de los hidrocarburos y los principales grupos funcionales, destacando su impacto en el de-sarrollo económico y social de nuestro País; y, por último, en el Bloque 5 se identifica la importancia de las macromoléculas naturales y sintéticas, poniendo un énfasis especial en el cuidado del medio ambiente y el desarrollo sustentable.Es importante destacar que la asignatura de Química 2 contribuye ampliamente al desarrollo de las competencias genéricas que conforman el perfil de egreso del bachiller, cuando se autodetermina y cuida de sí, por ejemplo, al enfrentar las dificulta-des que se le presentan al resolver un problema y es capaz de tomar decisiones ejerciendo el análisis crítico; se expresa y co-munica utilizando distintas formas de representación gráfica (símbolos químicos, reacciones químicas, etcétera) o incluso cuando emplea el lenguaje ordinario, u otros medios (ensayos, reportes de actividades experimentales) e instrumentos (calcu-ladoras, computadoras) para exponer sus ideas; piensa crítica y reflexivamente al construir hipótesis; diseña y aplica modelos teóricos, evalúa argumentos o elige fuentes de información para analizar o resolver situaciones y problemas de su entorno; aprende de forma autónoma cuando revisa sus procesos de construcción del conocimiento (aciertos, errores) o los relaciona con su vida cotidiana; trabaja en forma colaborativa al aportar puntos de vista distintos o proponer formas alternas de solucionar un problema; participa con responsabilidad en la sociedad al utilizar sus conocimientos en la solución de diversos problemas considerando el cuidado del medio ambiente y el desarrollo sustentable.

Víctor Manuel Ramírez Regalado

VIII

Competencias genéricas del Bachillerato General

Competencias genéricas del Bachillerato General

Las competencias genéricas son aquellas que todos los bachilleres deben estar en la capacidad de desempeñar, y les permitirán a los estudiantes comprender su entorno (local, regional, nacional o in-ternacional) e influir en él, contar con herramientas básicas para continuar aprendiendo a lo largo de la vida, y practicar una convi-

vencia adecuada en sus ámbitos social, profesional, familiar, etc., por lo anterior estas competencias construyen el Perfil del Egresa-do del Sistema Nacional de Bachillerato.

A continuación se enlistan las competencias genéricas:

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

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

3. Elige y practica estilos de vida saludables.

4. Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la utilización de medios, códigos y herramientas apro-piados.

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

6. Sustenta una postura personal sobre temas de interés y relevancia general, considerando otros puntos de vista de manera crítica y re-flexiva.

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

8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos.

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

10. Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales.

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

IX


Competencias disciplinares básicas del campo de las Ciencias Experimentales

Competencias disciplinares básicasBloque de introducción a las ciencias sociales1 2 3 4 5

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

X X X X X

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

X X X X X

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

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

X X X X X

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

X X X X X

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

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

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

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

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

X X X

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

X X X X X

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

X X X X X

13. Relaciona los niveles de organización Química, biológica, Física y ecológica de los sistemas vivos. X

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

X X X X X

¿Qué sabes hacer ahora?

Desempeños por alcanzar

Se trata de una conjunción de competencias

disciplinares a lograr en cada bloque, que te

permiten demostrar la capacidad que tienes

para aplicar tus conocimientos en situaciones

de la vida personal o social, ya que al mismo

tiempo pondrás en práctica tus destrezas,

habilidades y actitudes.

Estos desempeños son los

que se espera que logres al

finalizar cada bloque, te posi-

bilitan poner en práctica tus

conocimientos, habilidades y

actitudes al realizar cada una

de las actividades propuestas

en este libro.

Objetos de aprendizaje

En los objetos de aprendizaje encontrarás

los contenidos estructurados, integrados y

contextualizados con una secuencia lógica

y disciplinar, y que son de gran relevancia y

pertinencia al nivel educativo en el que te

encuentras.

Esta sección constituye una

propuesta de evaluación

diagnóstica que te permitirá

establecer las competencias

y conocimientos con los que

cuentas, para así iniciar la

obtención de conocimientos y

capacidades nuevas.

¿Cómo lo resolverías?

En cada bloque iniciamos con una situación didáctica que bien puede

ser resolver un problema, realizar un experimento, un proyecto, una

investigación o una presentación, o bien elaborar un ensayo, un video,

un producto, una campaña o alguna otra actividad que permita que

adquieras un conocimiento y competencias personales o grupales, a

través de un reto.

¿Qué tienes que hacer?

La secuencia didáctica es una guía para que puedas adquirir los

conocimientos y desarrollar habilidades a través de una metodología

que facilite y dirija tus pasos. Son además descriptores de procesos que

por el análisis detallado que hacen, facilitan tu actividad y tus resultados.

¿Cómo sabes quelo hiciste bien?

Las rúbricas son métodos

prácticos y concretos que

te permiten autoevaluarte

y así poder emprender

un mejor desempeño.

Puedes encontrar tanto

actitudinales como de

conocimientos.

SeccionesdeLasInicio de bloque

Tu libro

Tu libro cuenta también con glosario,

bibliografía, vínculos en Internet, líneas de

tiempo, diagramas, mapas conceptuales

además de atractivas imágenes y otras

muchas secciones y herramientas que te

resultarán muy útiles y complementarán

tu aprendizaje.

Rúbrica

Situación didáctica

Secuencia didáctica

Otras herramientas

Competencias a desarrollar

Ejemplos

Es importante mencionar que a lo largo de los bloques encontrarás

diferentes ejemplos y ejercicios que tienen la finalidad de propiciar

y facilitar tu aprendizaje.

Taller y actividad experimental

La experiencia que logres a través de los talleres, actividades

experimentales y de laboratorio te ofrece la posibilidad de desarro-

llar tus competencias y habilidades en la solución de problemas en

situaciones cotidianas, además de estimular y fomentar tu aprendi-

zaje cooperativo durante el trabajo en equipo.

Ejercicios

Los ejercicios propuestos en este libro te ayudarán a movilizar y

consolidar los conocimientos adquiridos en situaciones reales o

hipotéticas, mismas que te llevarán a un proceso de interacción,

seguridad y soltura durante tu aprendizaje.

a lo largo de los bloques encontrarás

os que tienen la finalidad de propiciar

rimental

a través de los talleres, actividades

io te ofrece la posibilidad de desarro-

dades en la solución de problemas en

ás de estimular y fomentar tu aprendi-

abajo en equipo.

adquiridos en situaciones reales o

evarán a un proceso de interacción,

u aprendizaje.

Aplica lo que sabes

Está diseñada para que puedas aplicar tus conocimientos a

situaciones de tu vida diaria así como al análisis de problemáticas

en tu comunidad y en el mundo en general, que te servirán para

hacer propuestas de mejoras en todos los ámbitos.

Para tu reflexión

Tiene el propósito de enriquecer el conocimiento que estás adqui-

riendo con lecturas adicionales, notas informativas e información

relevante para el tema que estás considerando. Esta información

además de ser útil, te permite contextualizar diferentes perspec-

tivas para la misma información.

Actividad de aprendizaje

A lo largo del libro encontrarás diferentes actividades de aprendiza-

je, que de forma breve te permitirán reforzar los conocimientos y

competencias adquiridas a través de preguntas puntuales al desa-

rrollo del bloque.

En el libro encontrarás diferentes sugerencias

y actividades que, una vez realizadas, te permi-

tirán construir un gran número de evidencias,

algunas escritas otras a través de la exposición

de temas o presentación de productos. Es

importante que recuerdes que además de

presentar la información, la manera en que lo

hagas determinará el nivel de calidad con la

que se perciba tu trabajo. Por ello se te invita

siempre a realizar tu mejor esfuerzo.

logrado al realizar algún trabajo, producto

o evidencia solicitados en cada bloque del

libro. En general, es un listado de criterios o

aspectos que te permiten valorar el nivel de

aprendizaje, los conocimientos, habilidades,

actitudes y/o desempeños alcanzados sobre

un trabajo en particular. Puedes realizarlas de

manera personal o como coevaluación.

Es una poderosa herramienta de análisis que te po-

sibilitará verificar si has logrado algún desempeño,

asimilar contenidos o si eres capaz de aplicar tus

conocimientos, si has conseguido realizar un proce-

dimiento de manera adecuada o si has obtenido

soluciones correctas a un problema planteado.

Son un conjunto de acciones y propuestas que te permitirán hacer una recolección, siste-

matización y un análisis de los desempeños y logros obtenidos a través del trabajo que

realizaste durante cada bloque, éstos junto con el portafolio de evidencias, te ayudarán a

obtener mejores resultados en las prácticas de evaluación que realice tu profesor/a.

nuestro sitio web, donde encontrarás material

extra como videos, animaciones, audios y

documentos que tienen el objetivo de ampliar

tus conocimientos, dejar más claros algunos

procesos complejos y actualizar de forma

rápida y dinámica la información de todos los

temas del plan de estudios de la DGB.

al realizar algún trabajo, producto

cia solicitados en cada bloque del

general, es un listado de criterios o

que te permiten valorar el nivel de

aje, los conocimientos, habilidades,

y/o desempeños alcanzados sobre

ti l P d li l d

nuestro sitio web, donde encontrarás material

extra como videos, animaciones, audios y

documentos que tienen el objetivo de ampliar

tus conocimientos, dejar más claros algunos

Es una poderosa herramienta de análisis que te po-

sibilitará verificar si has logrado algún desempeño,

asimilar contenidos o si eres capaz de aplicar tus

conocimientos, si has conseguido realizar un proce-

di i t d d d i h bt iddimiento de manera adecuada o si has obtenido

soluciones correctas a un problema planteado.

Instrumentos de evaluación

Portafolio de evidencias Rúbrica

Lista de cotejo

www.recursosacademicosenlinea-gep.com.mxÉstas te ayudan a verificar el desempeño

Al haber elegido este libro tienes acceso a

Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno

Objetos de aprendizaje

1.1 Mol

1.2 Leyes ponderales

1.3 Implicaciones ecológicas, industriales y económicas de los cálculos estequiométricos

1B LO Q U E

Elige las fuentes de información más relevantes para establecer la interrelación entre

la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ambiente en contextos históricos y sociales

específicos.

Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida

cotidiana, asumiendo consideraciones éticas de sus comportamientos y decisiones.

De manera general o colaborativa, identifica problemas, formula preguntas

de carácter científico y plantea las hipótesis necesarias para responderlas.

Utiliza las tecnologías de la información y la comunicación para obtener, registrar

y sistematizar información para responder preguntas de carácter científico,

consultando fuentes relevantes y/o realizando experimentos pertinentes.

Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis

previas y comunica sus conclusiones aportando puntos de vista con apertura

y considerando los de otras personas de manera reflexiva.

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

explicitando las nociones científicas para la solución de problemas cotidianos.

Diseña, aplica y prueba la validez de modelos o prototipos para resolver problemas,

satisfacer necesidades o demostrar principios científicos.

Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las

acciones humanas de riesgo e impacto ambiental advirtiendo que los fenómenos

Competencias a desarrollar

Selecciona la opción que consideres correcta y anótala en el cuadro de la izquierda.

Parte de la química que estudia las relaciones de masa en las reacciones químicas:

a) Termodinámica b) Cinética química

c) Estequiometría d) Equilibrio químico

El enunciado “cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una relación ponderal constante”, se refiere a la ley de:

a) Proust b) Dalton c) Lavoisier d) Richter

En el fosfato de calcio (Ca3(PO4)2), el porcentaje en peso del fósforo es de:

a) 44.8% b) 20.0% c) 36% d) 68.4%

El valor 6.023 1023

corresponde al número de:

a) Charles b) Avogadro c) Boyle d) Gay-Lussac

Un compuesto contiene 36.5% de Na, 0.8% de H, 24.6% de P y 38.1% de O. La fórmula más simple del compuesto es:

a) Na2HPO3 b) NaH2PO4 c) NaPO3 2O d) Na2P2O3 2O

En la reacción SO2 O2 SO3 se utilizan 16 g de SO2 y se producen 20 g de SO3. ¿Cuántos gramos de oxígeno se necesitan en la reacción?

a) 32 g b) 8 g c) 4 g d) 64 g

¿Cuántas moles hay en 100 g del compuesto CO(NH2)2?

a) 3.01 b) 1.66 c) 2.37 d) 1.67

Es un contaminante en el aire:

a) O2 b) N2 c) CO d) H2O

¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO2) se producen al quemarse 4 litros de gasolina?

C8H18 252

O2 8CO2 9H2O

a) 23 L b) 9.75 L c) 32 L d) 45 L

En la reacción C2H4 O2 C2H4O se obtienen 180 g de óxido de etileno a partir de 120 g de eteno (C2H4). ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?

a) 73.5% b) 99.7% c) 80.6% d) 95.5%

¿Qué sabes hacer ahora?

que se desarrollen en los ámbitos local, nacional e internacional ocurren dentro de un

contexto global interdependiente.

Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo, sus

procesos vitales y entorno al que pertenece asumiendo las consecuencias de sus

comportamientos y actitudes.

Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la

realización de actividades de su vida cotidiana enfrentando las dificultades que se le

presentan siendo consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.

Aplica el concepto de mol al interpretar reacciones que se realizan

en diferentes ámbitos de su vida cotidiana y en la industria.

Realiza cálculos estequiométricos en los que aplica las leyes

ponderales.

Argumenta la importancia de los cálculos estequiométricos en

procesos que tienen repercusiones económicas y ecológicas en su

entorno.

Desempeños por alcanzar

4

Situación didáctica ¿Cómo lo resolverías?

¿Cómo identificas el reactivo limitante de una reacción química?Para contestar esta pregunta es necesario presentar un ejemplo cotidiano.

Para hornear un pastel tenemos la siguiente receta:

2 tazas de harina2 huevos1 taza de azúcar1 ½ cucharadas de polvo de hornear1 taza de agua1/3 de taza de aceite

Suponiendo que en la cocina tenemos únicamente 16 tazas de hari-na, 6 huevos, 9 tazas de azúcar, 15 cucharadas de polvo de hornear, 10 tazas de agua y 3 1/3 tazas de aceite, ¿cuántos pasteles podemos hornear?

Al comparar lo que tenemos en la despensa de la cocina con la receta propuesta, tenemos que: 16 tazas de harina alcanzan para 8 pasteles

(dos tazas de harina por pastel), 6 huevos para 3 pasteles (dos huevos por pastel) y hay azúcar suficiente para 9 pasteles (una por pastel). Las existencias de polvo de hornear, agua y aceite alcanzan para diez pasteles (confírmalo con la receta). No obstante, no podemos hacer 7, 9 o 10 pasteles con los ingredientes disponibles. ¿Por qué?

Comparando la receta propuesta con la existencia en la despensa tenemos el siguiente cuadro comparativo:

Tenemos solo seis huevos, que son apenas suficientes para hacer tres pasteles. La existencia de huevos limita el número de pasteles que podemos hacer. Las cantidades que sobran de los otros reacti-vos (harina, azúcar, polvo de hornear, agua, aceite) simplemente se quedan sin usar. Si queremos hornear más pasteles tendremos que comprar más huevos.

En términos químicos, en nuestro ejemplo de elaboración de pas-teles los huevos serían el reactivo limitante. El reactivo limitante es la sustancia de partida que se agota primero cuando ocurre una re-acción química, y controla la cantidad de producto que puede for-marse.

Secuencia didáctica ¿Qué tienes que hacer?

1. Intégrate a un equipo de compañeros para que presenten sus respuestas en plenaria y analicen las formas de resolver los ejercicios anteriores.

2. Diseña otro ejemplo semejante al de la situación didáctica de los pasteles, pero suponiendo que se cuenta con 26 huevos.

3. ¿Cuántos pasteles pueden hornearse si los demás ingredientes están presentes en las mismas cantidades?

4. ¿Cuál es el ingrediente que limita el número de pasteles que se pue-den hornear? ¿Es decir, cuál es el reactivo limitante?

5. Elabora un reporte donde expreses de manera objetiva tus re-flexiones sobre el concepto de reactivo limitante.

Cantidad de la receta

Materia prima o ingredientes

Existencia en despensa

Número de pasteles que se formarían

2 Tazas de harina 16 8

2 Huevos 6 3

1 Taza de azúcar 9 9

1 1/2 Cucharada de polvo de hornear 15 10

1 Taza de agua 10 10

1/3 Taza de aceite 3 1/3 10

Forman 1 pastel

A continuación se listan una serie de acciones que debes seguir para contestar a la problemática de la pregunta central. Es importante que re-flexiones, seas claro y objetivo a fin de que esta experiencia sea útil al reconocer tus debilidades para superarlas y tus fortalezas para beneficiar-te de ellas.

BLOQUE 1 Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno

5


Rúbrica ¿Cómo sabes que lo hiciste bien?

1. Un restaurante prepara almuerzos para llevar. Cada paquete completo requiere: 1 sandwich, 3 pepinillos, 2 servilletas de papel, 1 envase de leche y 1 recipiente. El inventario para hoy es: 60 sandwiches, 102 pepinillos, 38 servilletas, 41 envases de leche y 66 recipientes.

a) Al preparar los almuerzos para llevar, ¿qué componente se agotará primero?

b) ¿Qué componente es el reactivo limitante?

c) ¿Cuántos almuerzos completos es posible preparar?

2. Con la dirección del maestro organicen un debate sobre la im-portancia de conocer el reactivo limitante de una reacción química.

3. Intégrate a un equipo de compañeros que presenten sus res-puestas en plenaria y analicen el punto central de esta situa-ción didáctica.

4. ¿Leí todo el contenido del bloque?

5. ¿Puedo resolver la problemática que se me presente en otro pro-blema químico diferente, con respecto al tema de reactivo limi-tante?

6. Establezco las conclusiones correspondientes y elaboro un reporte en donde expreso de manera clara y objetiva mis re-flexiones sobre esta actividad.

Con el propósito de revisar si adquiriste los conocimientos del bloque, resuelve el siguiente problema cotidiano:

Pasos para hacer el portafolio de evidencias

1. En una computadora crea una carpeta con el nombre Química2.

2. Crea un archivo en un procesador de textos con tu nombre_Quí-

mica2.

3. Crea dentro de la carpeta Química2 otra carpeta con tu nom-

bre_Bloque1.

4. Dentro de la carpeta Bloque1 guarda las evidencias que indique

tu profesor.

5. Envía los archivos por correo electrónico a tu profesor.

Portafolio de evidencias

6


1 mol de H2 2 g 6.023 1023 moléculas 22.4 L2 moles de H2 4 g 12.046 1023 moléculas 44.8 L

Ejemplo

1.1 MolEn el laboratorio no es posible traba-jar con partículas químicas indivi-duales, por lo que se hizo necesario establecer una unidad que permitiera relacionar la masa de cualquier sus-tancia con su número real de partícu-las. Así para establecer esa relación se emplea el mol, que es una unidad básica del Sistema Internacional, donde se defi-ne como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tanto entidades elementales como áto-mos en 0.012 kg de carbono 12. Así, al usar el mol debemos especi-ficar las entidades elementales, que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o grupos específicos de tales par tículas.

El término mol proviene del latín y significa pila o montón, por lo que, en términos comunes, se puede decir que un mol es un montón de partículas (u, unidades correspondientes). Numéri-camente, un mol se determina así:

1 g 6.023 1023

Por razones históricas, este factor de conversión entre unida-des recibe el nombre de número de Avogadro y se representa por NA:

NA 6.023 1023 partículas

1 mol de átomos 6.023 1023 átomos

1 mol de moléculas 6.023 1023 moléculas

1 mol de electrones 6.023 1023 electrones

Es decir, un mol de cualquier sustan-cia equivale a su masa molecular ex-presada en gramos. Equivale a 6.023

1023 moléculas. Es más común uti-lizar el concepto mol en lugar de peso molecular gramo.

Volumen molecular gramo. Se defi-ne como el volumen que ocupa un mol de cualquier gas a 0 °C y 1 atmósfera, o en otras palabras, un volumen que es igual a 22.4 litros.

Un átomo gramo de sodio (Na) pesa 23 g y contiene 6.023 1023 átomos de sodio. Un átomo gramo de carbono pesa 12 g y contie-ne 6.023 1023 átomos de carbono.

Ejemplo

Unidades químicasÁtomo-gramo. Se define como el peso atómico o masa atómica, ex-presada en gramos, de un elemento.

Figura 1.3 Equivalencia mol/gramo de un átomo de carbono.

Figura 1.1 Un montón de lápices.

Figura 1.2 Número de Avogrado (NA 6.023 10

23).

¿Por qué las ollas se llenan de sarro?

El agua que obtenemos de la llave rara vez es pura. Las compañías que

suministran este líquido le agregan sustancias químicas cuando le dan

tratamiento. El agua misma disuelve, sobre todo, los sulfatos y carbo-

natos de calcio o magnesio presentes en el suelo. Estas sustancias

salinas son las que hacen que el agua dura forme sarro en ollas, plan-

chas de vapor, tuberías de agua caliente y alrededor de los orificios de

las regaderas.

Cuando pones a hervir agua en una olla, parte de las sales de magne-

sio y calcio que contiene dicha agua se cristalizan en las áreas más ca-

lientes del recipiente y se adhieren al metal. Esto sucede porque las

sales que contiene el agua se concentran conforme ésta se evapora. Si

llenas la olla al máximo, agregas mayor cantidad de sustancias salinas

y el agua se satura de sales cristalizables. Por esta razón, al llenar fre-

cuentemente una olla con agua y hervirla una y otra vez, se forma una

gruesa capa de óxido en su interior.

Para tu reflexión

Molécula-gramo. Se define como el peso molecular, expresado en gramos, de una sustancia (elemento o compuesto).

7


Técnicas matemáticasLas operaciones matemáticas utilizadas en los cálculos químicos emplean masas molares para establecer relaciones entre masa y moles, y relaciones molares para ecuaciones en que intervienen va-rias especies. Como una analogía a los problemas de estequiome-tría consideremos la siguiente relación: el peso promedio de una gallina es de 2.250 kg

2.250 kg / 1 gallina

Esta relación se puede usar como un factor para contar gallinas con base en su peso. ¿Cuántas gallinas hay en 45 kg? Empleando el peso de una gallina como factor de conversión tenemos:

45 kg 1 gallina2.250 kg

20 gallinas

Considerando la “fórmula” para una gallina, deducimos que hay dos patas por cada ave.

2 patas1 gallina

Esta relación nos sirve para calcular, por ejemplo, cuántas patas hay en 45 kg de gallinas. Primero se usa el peso para hallar el número de gallinas y después la relación para encontrar el número de patas.

45 kg 1 gallina2.250 kg

2 patas1 gallina

40 patas

Y podemos averiguar más. Por ejemplo, si conocemos el peso pro-medio de una pata, podemos determinar el peso de cierto número de patas dado un peso de gallinas. Suponiendo que una pata pesa 0.200 kg, entonces:

0.200 kg1 pata

Si usamos esta relación junto con los factores mencionados ante-riormente, podemos convertir el peso de las gallinas en peso de patas. ¿Cuántos kilogramos de patas hay en 45 kilogramos de galli-nas? Primero calculamos el número de gallinas, después el número de patas, y finalmente el peso de las patas.

45 kg de gallina 1 gallina2.250 kg

2 patas1 gallina

0.200 kg1 pata

8.0 kg

Este mismo tipo de razonamientos se siguen en el cálculo estequio-métrico, excepto que se trabaja con masas y moles, no con gallinas.

Masas atómicas de los elementos¿Es lo mismo decir masa atómica que peso atómico? ¿Cómo puedes pesar un átomo si no lo puedes tocar o ver? ¿Cómo calculó Dal-ton las masas atómicas de los elementos? ¿Qué signi-fica uma? ¿Por qué se le asignó al hidrógeno una masa atómica con valor 1? ¿Quién inventó el primer espectrógrafo de masas en 1919? ¿Cuál es la unidad química que se define como “un montón de sustan-cias”? ¿A cuántos átomos equivale un mol? ¿Cuánto pesan las mo-léculas? ¿Para qué sirve la masa molar de un elemento? ¿Será lo mismo decir masa molecular que masa molar de una sustancia? ¿Cómo se calcula la masa molar de un compuesto químico? ¿Qué unidades se utilizan para medir la masa molar?

Masas atómicas relativasLa masa o el peso de la mayoría de los objetos se mide tomando como unidad el kilogramo. Así las cantidades que resultan de esta

Figura 1.4 La masa atómica se define como la cantidad de materia contenida en los átomos de los elementos.

Un mol de monóxido de carbono (CO) pesa 28 g y contiene 6.023 1023 moléculas del mismo. Un mol de agua (H2O) pesa 18 g y

contiene 6.023 1023 moléculas del mismo. Un mol de azufre (S) pesa 32 g y contiene 6.023 1023 átomos del mismo.

Ejemplo

¿Por qué el detergente blanquea más la ropa blanca?

Con el tiempo, la mayoría de las telas blancas adquieren un tono ama-

rillento. Para combatir este proceso natural, muchos detergentes con-

tienen lo que los fabricantes llaman blanqueadores ópticos y químicos.

Los blanqueadores ópticos, que se conocen como abrillantadores de

telas, absorben la luz ultravioleta invisible y emiten luz azul visible. Esto

contrarresta cualquier tono amarillento de la tela y la vuelve blanca.

Durante el día, la luz que emiten las telas tratadas con blanqueadores

ópticos tienen un aspecto más brillante, y por la noche, en una habita-

ción iluminada sólo con luz ultravioleta, el blanqueador óptico hace que

las prendas resplandezcan levemente y evoquen el efecto sutil de una

escena de teatro negro.

Por otra parte, los blanqueadores químicos quitan las manchas y abri-

llantan el color de las telas blancas. Estos blanqueadores adicionan

oxígeno o cloro a las sustancias limpiadoras (blanqueador oxidante), o

bien, quitan el oxígeno directamente a las manchas (blanqueador re-

ductor). Así, esta reacción química convierte los agentes colorantes,

que ensucian, en sustancias incoloras. Los detergentes con blanquea-

dores químicos suelen tener la cantidad adecuada de sustancias para

quitar las manchas y no decolorar el resto de la prenda.

Para tu reflexión

8


medición son manejables, es decir no son muy grandes ni muy pe-queñas. Pero, ¿cómo utilizar el kilogramo para pesar cosas tan mi-núsculas como los átomos? Resultarían cifras extraordinariamente pequeñas.

John Dalton estableció en sus postulados que cada átomo tiene un peso o masa propia y distinta a la de otros átomos. Para determinar esa masa escogió en forma relativa al átomo más ligero, que resultó ser el átomo de hidrógeno, y se le asignó el valor 1. Así, si un ele-mento tiene una masa de 40, quiere decir que sus átomos tienen una masa 40 veces mayor que la del átomo de hidrógeno. A este concepto se le conoce apropiadamente como masa atómica rela-tiva, aunque de manera usual se le llama peso atómico.

Partiendo de lo anterior, Dalton estableció una tabla de masas ató-micas que incluía a la mayor parte de los elementos entonces cono-cidos. En esta tabla, la masa atómica del hidrógeno era 1; la del nitrógeno, 5; la del carbono, 5.4; la del oxígeno, 7; la del fósforo, 9; la del azufre, 13; la del magnesio, 20; la del hierro, 50; la del oro, 190, etc. Sin embargo, Dalton cometió un error fundamental al de-terminar tales valores: supuso, en más casos de los debidos, que los átomos se combinaban en la proporción 1 a 1. A pesar de esto, la tabla de Dalton constituyó la base para designar la masa atómica de los elementos. Solo muchos años después, en lugar de tomar como referencia al hidrógeno, se seleccionó al oxígeno para establecer las masas atómicas.

Actualmente, por razones de precisión, para determinar las masas atómicas de los elementos se toma como base el carbono 12 (el isótopo más abundante de carbono), al que se le asigna un valor exacto de 12. Esto quiere decir que la unidad corresponde a la do-ceava parte de la masa de dicho átomo.

1 m12

(carbono 12) 1 uma

(uma unidad de masa atómica)

Tomando este valor, el hidrógeno tiene entonces una masa atómi-ca relativa (peso atómico) de 1.00797, es decir, casi igual a la que se le asignó antiguamente.

A continuación se presenta la masa atómica relativa de algunos ele-mentos.

Elemento Masa atómica relativa (uma)

Hidrógeno (H) 1

Helio (He) 4

Litio (Li) 7

Berilio (Be) 9

Boro (B) 11

Elemento Masa atómica relativa (uma)

Carbono (C) 12

Magnesio (Mg) 24

Oxígeno (O) 16

Azufre (S) 32

De acuerdo con lo anterior, el oxígeno tiene una masa de 16 uma y, por tanto, su masa es 1 1/3 veces mayor que la del carbono.

En la actualidad, los valores de las masas atómicas se determinan por medio de un espectrómetro de masa o espectrógrafo de masa, el cual fue inventado en 1919 por Francis William Aston (1877-1945). Con este aparato se midieron los isótopos de los di-versos elementos y se encontró que solo hay 25 elementos puros y los demás son mezclas de isótopos. Fue así como se supo que el oxígeno tiene tres isótopos:

17 18 16

O O O 8 8 8

Y que el hidrógeno tiene tres:

1 2 3 H H H 1 1 1 Protio Deuterio TritioLos isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (protones o electrones) pero diferente masa ató-mica (neutrones).

Tomando en cuenta los isótopos de un elemento y el porcentaje de su presencia en la naturaleza, se obtiene un promedio que repre-senta su masa atómica. Por ejemplo, se encontró que el galio, en una muestra de 100 g, contiene 60.108% de un isótopo con masa atómica de 68.9256 y 39.892% de otro isótopo con masa atómica de 70.9247.

Figura 1.5 Manejo de isótopos. El estudio de los isótopos ha beneficiado a mejorar la salud humana.

9


Masa atómica del galio (Ga)

(60.108 68.9256) (39.892 70.9247)100

69.72 uma

De la misma forma se calculan las demás masas atómicas de los ele-mentos con isótopos.

Masa molecular¿Cuánto pesan las moléculas? Las moléculas están formadas por dos o más átomos, por esta razón, el peso de una molécula es la suma de los pesos de los átomos que la forman. A ese peso se le llama peso molecular o masa molecular, que representa cuántas veces es mayor la masa de una molécula de un compuesto que la masa del átomo de hidrógeno.

La masa molecular se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran una molécula. Para ello es necesario tomar en cuenta la fórmula molecular, pues en ella se indica el número de átomos que tienen los elementos que la constituyen.

Masa molar de los elementosComo mencionamos, los átomos de cualquier elemento son tan pequeños que, en la práctica, resulta imposible medir su masa ató-mica con una balanza. Por ello se usa el número de Avogadro (6.023 1023), el cual nos permite determinar la equivalencia en-tre la masa en gramos y la masa atómica de un átomo. Así obtene-mos un mol y, por tanto, la masa de un mol o masa molar. Como esta masa es numéricamente igual a la masa atómica del elemento, pero expresada en gramos, es posible determinarla por medio de una balanza. Ejemplos:

Elemento Masa atómica Número de moles Masa molar

Sodio 23 uma 1 23 g

Azufre 32 uma 1 32 g

Hierro 56 uma 1 56 g

Zinc 65 uma 1 65 g

Para calcular la masa molar de un elemento es necesario conocer su masa atómica, y para ello usamos la tabla periódica de los ele-mentos, que estudiaste en el curso anterior. Como las masas atómi-cas son números fraccionarios, para facilitar su manejo hay que redondearlos al entero más próximo. Si el número está debajo de 0.5 se redondea al inmediato inferior; si el número está arriba de 0.5 se redondea al inmediato superior.Por ejemplo:El silicio (Si) tiene una masa atómica de 28.09 uma y se aproxima a 28 g.El galio (Ga) tiene una masa atómica de 69.72 uma y se aproxima a 70 g.El cobre (Cu) tiene una masa atómica de 63.55 uma y se aproxima a 63.5 g.El cloro (Cl) tiene una masa atómica de 35.45 uma y se aproxima a 35.5 g.Nota: Estos dos últimos elementos es conveniente dejarlos en .5 para evitar errores importantes en los cálculos, ya que están muy próximos a la cantidad intermedia. Son los únicos dos casos de este tipo en toda la tabla periódica.Con estos datos podemos saber la cantidad en gramos de varios moles. Para ello multiplicamos el valor de un mol por el número de moles del elemento requerido. Ejemplos:¿Cuál es el peso de 3 moles de sodio (Na)?Como: 1 mol de Na 23 g (véase dato en la tabla periódica)

3 moles de Na 23 g1 mol de Na

69 g de Na

Calcular la masa molecular de los siguientes compuestos:

a ) Agua (H2O)

Elemento Número de átomos Masa atómica

(aproximada)

H 2 1 2

O 1 16 16

Masa molecular del H2O 18 uma

b ) Cloruro de sodio (NaCl)


Na 1 23 23.0

Cl 1 35.5 35.5

Masa molecular del NaCl 58.5 uma

c ) Ácido sulfúrico (H2SO4)


H 2 1 2

S 1 32 32

O 4 16 64

Masa molecular del H2SO4 98 uma

d ) Sulfato férrico [ Fe2(SO4)3]


Fe 2 56 112

S 3 32 96

O 12 16 192

Masa molecular del [ Fe2(SO4)3] 400 uma

Ejemplos

10


Determina la masa molecular y la masa molar de los siguientes compuestos:

Elemento SímboloNúmero de átomos masa atómica (aproximada)

Masa molecular (uma)

Masa molar (g)

Sulfato de cobre (II) CuSO4

Carbonato de aluminio Al2(CO3)3

Sacarosa C12H22O11


¿Cuántos moles hay en 34.5 g de sodio (Na)?

34.5 g de Na 1 mol de Na23 g de Na

1.5 moles de Na

¿Cuántos moles de aluminio hay en 216 g de aluminio (Al)?

Como: 1 mol de aluminio 27 g

216 g de Al 1 mol de Al27 g de Al

8 moles de Al

Masa de un mol de moléculasLa masa de un mol de moléculas se define como la masa molecular de esa medida expresa-da en gramos, equivalente a 6.023 1023 moléculas.

Ejemplo: un mol de cloruro de sodio (NaCl) pesa 58.5 g.

Na 1 átomo 23 23 g

Cl 1 átomo 35.5 35.5 g

1 mol 58.5 g

1 mol de NaCl 58.5 g 6.023 1023 moléculas de NaCl

Por tanto, la masa molecular del cloruro de sodio es igual a 58.5 uma, y la masa molar del cloruro de sodio es igual a 58.5 g.

Completa el siguiente cuadro con los datos que faltan. Utiliza la tabla periódica de los elementos.

Elemento Símbolo Masa atómica (aproximada) Masa de un mol o masa molar Número de moles

Nitrógeno

Titanio

Potasio

Plata

Plomo

Selenio


11


Volúmenes de combinación y moléculas (ley de Avogadro)Ley de las combinaciones volumétricas (Gay-Lussac-Humboldt)“En cualquier reac-ción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en ella, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos”.Conforme avanzó la ciencia química se estudió el volumen de las sustancias gaseosas en las reacciones químicas. En 1805 Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), en colabo ración con Alexander von Humboldt (1769-1859), comprobó que al combinar 2 volúme-nes de hidrógeno con 1 volumen de oxígeno se forman 2 volúmenes de agua.

2 volúmenes de hidrógeno 1 volumen de oxígeno 2 volúmenes de agua 2 H2 1 O2 2 H2O

Relación 2:1:2Posteriormente, en 1808, Gay-Lussac completó sus observaciones con otros gases:

1 volumen de hidrógeno 1 volumen de cloro 2 volúmenes de cloruro de hidrógeno 1 H2 1Cl2 2 HCl

Relación 1:1:2

1 volumen de nitrógeno 3 volúmenes de hidrógeno 2 volúmenes de amoniaco 1 N2 3 H2 2 NH3

Relación 1:3:2

Completa el siguiente cuadro con los datos que faltan. Utiliza la tabla periódica de los elementos.

Elemento Símbolo Masa atómica (aproximada)

Masa de un mol o masa molar Número de moles

Fósforo

Calcio

Oro

Mercurio

Arsénico

Uranio


Figura 1.6 Joseph Louis Gay-Lussac.

Como vemos, estas reacciones muestran que la relación de los volúmenes es de números enteros y sencillos. Ahora bien, la ley de Gay-Lussac se limita a describir los resultados de los experimentos de un modo resumido, pero no los explica.

12


Ley de Avogadro“Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas”.

Si tenemos por separado 3 litros de oxígeno y 3 litros de hidrógeno, y los ponemos en las mismas condiciones de temperatura y presión, el número de moles de cada muestra de gas debe ser igual.

De acuerdo con Dalton, la combinación de hidrógeno y oxígeno se representa gráfica-mente de la siguiente manera:

1 molécula 1 molécula 1 molécula 1 molécula 1 molécula de hidrógeno de hidrógeno de oxígeno de agua de agua

Realiza los cálculos correspondientes y completa el siguiente cuadro.

Fórmula Masa Masa molecular Moles Moléculas

H2 10 g

Br2 20 g

PH3 30 g

HCl 40 g

H2SO4 50 g

KOH 60 g

H2O 100 g


Figura 1.7 Se observan tres gases diferentes que tienen el mismo número de moléculas.

Determina la masa molecular y la masa molar de los siguientes compuestos:

Elemento SímboloNúmero de átomos masa atómica (aproximada)

Masa molecular (uma)

Masa molar (g)

Sulfato de potasio K2SO4

Carbonato de calcio

CaCO3

Glucosa C6H12O6


13


Esto significa que el átomo de oxígeno tiene que partirse, lo cual no es posible, pues el mis-mo Dalton determinó que el átomo permanece indivisible en las reacciones químicas.

Con la ley de Avogadro esta contradicción se resolvió ya que se pudo confirmar que los gases se combinan en relaciones de números enteros. Además, Avogadro especificó que las moléculas de los elementos gaseosos debían ser diatómicas (H2, O2, Cl2, etcétera).

Aunque como hemos visto, esta idea entraba en conflicto con las ideas de Dalton.

Figura 1.8 El hombre transforma la materia, para obtener mejores productos.

Como vemos, el oxígeno, como molécula diatómica, se puede dividir en dos átomos, lo cual permite obtener dos moléculas de agua.

Conversiones masa-mol-volumen molarConversión a moles y gramos¿A cuántos moles equivalen 2.15 1023 moléculas de NH3? ¿Qué masa corresponde a este número de moléculas?

2.15 1023 moléculas 1 mol6.023 1023 moléculas

0.357 moles NH3

0.357 moles NH3 17 g NH3

1 mol NH3

6.0684 g NH3

Conversión a átomos¿Cuántos átomos hay en una muestra de 20 g de oro?

1 mol Au197 g Au

6.023 1023 átomos de Au1 mol Au

20 g Au

0.6114 1023 átomos de Au

1.2 Leyes ponderalesLas leyes ponderales son la base fundamental de la química cuantitativa, pues mediante ellas podemos determinar los pesos y volúmenes de las sustancias que intervienen en una reacción química. Estas leyes son cuatro:

Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier Ley de las proporciones constantes o ley de Proust Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes o ley de Richter-Wenzel

Dichas leyes fueron enunciadas, en su mayoría, antes de que se dispusiera de un modelo atómico sobre la constitución de la materia.

2 moléculas 1 molécula 2 moléculas 2 1 2

1 molécula 1 molécula 1 molécula 2 moléculas de agua H2 H2 O2 H2O H2O

14


La estequiometría es la parte de la química que basada en las leyes ponderales nos permite calcular la cantidad de cada una de las sustancias que se obten-drán en una reacción química. Este cálculo es indispensable ya que no es suficiente con sa-ber cuáles son los componen-tes de una sustancia o de un producto para poder producir-lo. Por ejemplo casi toda la gen-te que fabrica los refrescos y la mayoría de los cosméticos des-conoce las fórmulas de esos productos; saben qué sustan-cias los componen, pero no en qué cantidades. Pequeñas alte-

raciones en esas fórmulas pueden ocasionar grandes pérdidas o demandas legales contra las empresas fabricantes. Por ello, cono-cer la composición de las sustancias y calcular sus reacciones es una tarea fundamental de los químicos.

La estequiometría y sus recursos son el cimiento de prácticamente todos los procesos químicos y un apoyo del trabajo de la mayoría de los profesionales de la química. La estequiometría ayuda al quí-mico orgánico o inorgánico a calcular la eficiencia de una nueva síntesis, al ingeniero químico a planear procesos más económicos y efi cientes y al bioquímico a entender las relaciones ponderales en los procesos metabólicos.

Ley de LavoisierEsta ley es fundamental para realizar cualquier cálculo en una reac-ción química. Fue establecida por Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), químico francés que se caracterizó por medir y siste-

matizar obsesivamente sus ex-perimentos. En 1772, Lavoisier logró comprar un diamante al que luego convirtió en mo-nóxido de carbono tras expo-nerlo a un fuerte calentamiento. También calentó diversos me-tales en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire; así observó que una capa de la superficie del metal se cal-cinaba, y que el peso del me-tal, el aire y el recipiente era igual al peso del recipiente y el

metal con la superficie calcinada. Estos experimentos le permitie-ron establecer dos conocimientos importantes: que en el aire exis-te un gas llamado oxígeno (formador de óxidos), y la ley de la conservación de la masa. Estableció que: “En un sistema sometido a un cambio químico, la masa total de las sustancias que intervie-nen permanece constante”. O en otras palabras: la masa de los reac-tivos es igual a la masa de los productos.

Figura 1.11 Antoine Laurent Lavoisier.

Figura 1.10 La estequiometría es de gran importancia para los químicos, ya que permite obtener teóricamente el rendimiento de una reacción.

Figura 1.9 Conocer las técnicas utilizadas antiguamente permitió que fuesen mejoradas hasta llegar a los espectaculares adelantos tecnológicos de hoy.

El hidrógeno se combina con el oxígeno para formar agua.

2H2 O2 2 H2O

Reactivos Producto

Reactivos Producto

4 átomos de hidrógeno producen 4 átomos de hidrógeno

2 átomos de oxígeno 2 átomos de oxígeno

Como se tienen átomos en igual número y de la misma clase en ambos

lados de la ecuación, ésta queda balanceada.

Los coeficientes anteriores nos proporcionan la siguiente información:

2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas

de agua.

2 moles de hidrógeno 1 mol de oxígeno 2 moles de agua.

2 6.023 1023 moléculas de hidrógeno 1 6.023 1023

moléculas de oxígeno 2 6.023 1023 moléculas de agua.

2 volúmenes de hidrógeno 1 volumen de oxígeno 2 volúmenes

de agua.

2 2 g 1 32 g 2 × 18 g

4 g de hidrógeno 32 g de oxígeno 36 g de agua

36 g de reactivos 36 g de productos

Ejemplo

15


Reacciones químicas y estequiometríaLas ecuaciones nos dan información cualitativa y cuantitativa. Cada símbolo y cada fórmula en una ecuación representan una cantidad específica de elementos y compuestos.

Las relaciones de masa entre los reactivos y los productos de una reacción química son de gran interés para los científicos, pues nos permiten determinar qué cantidad de reactivos se necesita combi-nar, y qué cantidad de producto se formará a partir de esos reac-tivos. Es decir, con el estudio de las relaciones de masa podemos saber qué cantidad de producto se formará con una cantidad espe-cífica de reactivo.

Relación masa a masaLos coeficientes de una ecuación balanceada nos dan las cantida-des relativas (en moles) de los reactivos y de los productos. Los cálculos que se realizan para buscar las masas de las sustancias que toman parte en una reacción se llaman problemas de masa a masa. Por ejemplo:

Calcula los gramos de cloruro de plata (AgCl) que se obtienen a partir de 25 g de nitrato de plata (AgNO3) con la siguiente reac-ción:

AgNO3 NaCl AgCl NaNO3

Paso 1. Balancea la ecuación química.

En este caso la ecuación ya está balanceada.

Paso 2. Calcula la masa molecular de las sustancias participantes en el problema:

Ag: 1 108 108

AgNO3 N: 1 14 14

O: 3 16 48

MM 143.5 g/mol

Ag: 1 108 108

AgCl:

Cl: 1 35.5 35.5

MM 170 g/mol

Paso 3. Establece entre qué sustancias se está verificando el pro-blema.

En este caso es entre el cloruro de plata (AgCl) y el nitrato de plata (AgNO3).

170 g/mol 143.5 g/mol

AgNO3 NaCl AgCl NaNO3

25 g ?

Paso 4. Realiza el cálculo de acuerdo con lo planteado en este caso:

170 143.5

25 X

X 25 g 143.5 g/mol170 g/mol

21.10 g AgCl

Otro ejemplo: ¿Cuántos gramos de Cu2S se producen cuando re-accionan 10 g de CuCl?

CuCl H2S Cu2S HCl

Paso 1. Balancea la ecuación:

2 CuCl H2S Cu2S 2HCl

Paso 2. Calcula la masa molecular de las sustancias participantes en el problema:

CuCl Cu: 2 63.5 127

Cl: 2 35.5 71

MM 198 g/mol

Cu2S

Cu: 2 63.5 127

S: 1 32 32

MM 159 g/mol

Paso 3. Establece entre qué sustancias se está verificando el pro-blema:

198 g/mol 159 g/mol

2CuCl H2S Cu2S 2HCl

10 g ?

Paso 4. Realiza el cálculo de acuerdo con lo planteado en este caso:

198 159

10 X

X 10 159 198

8.030 g de Cu2S

Relación mol a mol

Conocido el número de moles de una especie, encuentra el núme-ro de moles correspondientes a otras especies.

16


Relación masa a mol Dada la masa de una especie, determina el número de moles correspon-diente de otras especies.

Figura 1.12 Mapa que muestra la relación entre las magnitudes masa, volumen, cantidad de sustancia y número de partículas.

Cuántos moles de hidrógeno se combinan con 0.276 moles de oxígeno

mediante la reacción:

2H2 O2 2 H2O

X (moles) 0.276 moles

Solución:

2 moles de H2 1 mol de O2

X moles de H2 0.276 moles de O2

X 2 0.276

1 0.552 moles de H2

Ejemplo

Cuántos moles de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno me-

diante la reacción:

2H2 O2 2 H2O

X (moles) 16 g

Solución:

Convertimos los gramos de oxígeno a moles:

Moles de oxígeno 16 g

32 g/mol 0.5 mol

Por tanto:

2 moles de H2 1 mol de O2

X moles de H2 0.5 moles de O2

X 2 0.5

1 1 mol de H2

Ejemplo

Relación volumen a volumenConocido el volumen de una especie gaseosa en condiciones de-terminadas, encuentra el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones. Ejemplo: Mediante la siguiente reacción, ¿cuántos litros de oxígeno, en condiciones nor-males de temperatura y presión, se combinarán con 30 litros de hidrógeno que están en las mismas condiciones?

2H2 O2 2H2O

30 L H2 1 L O2

2 L H2

15 L de O2

Relación masa a volumenDada la masa de una especie, halla el volumen de otras especies ga-seosas en condiciones específicas.

Cuántos litros de oxígeno se necesitan para combinarse con 8.08 g de

hidrógeno a 25 °C y 780 mmHg en la reacción:

2 H2 O2 2 H2O

Para resolver este problema se recomienda efectuar las siguientes

conversiones:

g H2 moles H2 moles O2

litros O2 TPN litros O2

8.08 g 1 mol H2

2.02 g

1 mol O2

2 moles H2

22.4 L

1 mol O2

298 K

273 K

760 mmHg

780 mmHg 47.6 L

Ejemplo

V

2 molesde H2

v 22.4 2m 2 2 N 2 6.023 1023

N Am

m masa

V volumen

N número de partículas

n cantidad de sustancia

2 V 22.4 L NA 6.023 1023

4 g 44.8 L(en condiciones normales,

273 K y 1 atm)

1.2 1024 móleculas

17


Relación mol a volumenConocido el número de moles de una especie gaseosa en condicio-nes definidas, encuentra el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones. Ejemplo:

Ley de ProustComposición porcentual y su relación con las fórmulas mínima y molecular

Esta ley se le atribuye a Joseph Proust (1754-1826), quien realizó numerosos análisis para demostrar la composición constante de las sustan-cias químicas. En 1799, por ejemplo, analizó muestras de carbonato de co-bre provenientes de diversas fuentes naturales y de la síntesis de laborato-rio, y encontró que todas ellas tenían la misma composición. Como obser-vó que esto sucedía con otras sustan-cias, Proust expresó sus conclusiones más o menos de la siguien te manera:

“Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en la misma razón de masas”.

Esta ley indica que la constitución de un compuesto es siempre la misma y que, por tanto, el porcentaje o proporción en la que inter-vienen los diferentes elementos es constante y característica de la sustancia analizada. Así, por ejemplo, en la fórmula del agua:

H2O

Siempre se combinan 2 g de hidrógeno con 16 g de oxígeno para obtener 18 g de agua. O también:

% de hidrógeno 2 g hidrógeno18 g de agua 100 11.11%

En la reacción: 2H2 O2 2H2O, 5 moles de hidrógeno gas

a TPN, ¿qué volumen de litros de agua en estado gaseoso se produci-

rán en las mismas condiciones de temperatura y presión?

En la reacción anterior 2 moles de H2 producen 2 moles de H2O, por

tanto, 5 moles de H2, producirán 5 moles de H2O.

5 moles H2 22.4 L H2

1 mol H2

1 mol H2O

22.4 L H2O 5 moles de H2O

5 moles de H2O 22.4 L

1 mol H2O 112.0 L de H2O

Ejemplo

Figura 1.13 Joseph Louis Proust, químico francés.

% de oxígeno 16 g de oxígeno

18 g de agua 100 88.89%

11.11% de hidrógeno 88.89% de oxígeno 100% de agua

Fórmula mínimaTambién se le denomina fórmula empírica y se define como la más simple relación posible que existe entre los elementos o átomos que forman un determinado compuesto o molécula.

Determina la composición de cada uno de los elementos que forman

las siguientes sustancias:

H:

HNO3 N:

O:

H:

H2SO4 S:

O:

AlCl3 Al:

Cl:

Aplica lo que sabes

Como para la determinación experimental de las fórmulas quími-cas necesitamos contar con el análisis porcentual de la sustancia y con el valor de su peso molecular, sugerimos el siguiente procedi-miento para establecer la fórmula mínima:

Paso 1. Se determinan los átomos gramo de cada elemento pre-sente:

Átomo gramo de A % de A

peso atómico de A

Átomo gramo de B % de B

peso atómico de B

Átomo gramo de C % de C

peso atómico de CPaso 2. De los cocientes obtenidos se toma el más pequeño como común denominador.

Paso 3. Si el resultado de la operación efectuada es fraccionario, éste se aproximará al número inmediato superior cuando la frac-ción sea mayor a 0.5, o al inmediatamente inferior cuando sea me-nor a 0.5. Si alguno de los números contiene una fracción igual a 0.5, todos los números se multiplicarán por 2. Posteriormente se procederá a aproximar.

Paso 4. Los números así obtenidos serán los subíndices de cada elemento en la fórmula buscada o fórmula mínima.

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