Anexo 31La masa de los átomos y de las moléculas se mide tomando como unidad la llamada: unidad de masa atómica (u), que corresponde a la doceava parte de la masa atómica del átomo de carbono 12.

12C

12C: Unidad patrón para la 13C: Usado en estudios 14C: Usado para detectar escala de masas atómicas. estructurales de compuestos objetos arqueológicos que contienen este elemento.

Masa atómica es la masa de un átomo, medida en u. Por ejemplo, cuando decimos que la masa atómica del calcio es de 40 u. Estamos indicando que es 40 veces mayor que la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. Masa molecular es la masa de una molécula, medida en u. Es la suma de las masas de los átomos que forman la molécula. Ejemplo: La masa molecular del agua H2O es: H = 1.0 u X 2 = 2.0 u O= 16 u X 1 = 16.0 u Masa molecular del agua = 18.0 u.

El término masa molecular se debe reservar para las sustancias que existen en forma de moléculas; al referirse a compuestos iónicos y a otros en los que no existen moléculas es preferible utilizar la expresión masa fórmula.

Ejemplo el NaCl no forma moléculas, lo hace en redes cristalinas

Masa molar es la masa, en gramos, de un mol de sus moléculas. La masa fórmula de un compuesto iónico es la masa, en unidades de masa atómica, de una unidad fórmula. Su masa molar es la masa, en gramos, de un mol de unidades fórmula.Determinación de masas atómicas, masa molecular, masa molar y masa fórmula.El profesor modelará utilizando el power point los siguientes ejercicios, donde los alumnos podrán participar consultando la tarea que se dejo al inicio del apartado.Etanol, C₂H₅OH, un compuesto covalente.2 átomos de carbono 2X 12.0 u = 24.00 u 6 átomos de hidrógeno 6X 1.00 u = 6.00 u 1 átomo de oxígeno 1X 16.0 u = 16.00 u Masa molecular de C₂H₅OH 46.00 u. Masa de un mol de moléculas de C₂H₅OH = 46 gMasa molar del C₂H₅OH = 46.0 g/molCloruro de calcio, CaCl₂, un compuesto iónico1 átomo de calcio 1X 40.1u = 40.1 u 2 átomos de cloro 2X 35.5u = 71.0 u Masa fórmula del cloruro de calcio 111.1 u Masa de un mol de unidades fórmula de CaCl₂ = 111.1 g Masa molar del cloruro de calcio = 111.1 g/molEl profesor plantea la siguiente pregunta ¿Qué pesa más? Un mol de cloruro de potasio o un mol de cloruro de sodio.

Posteriormente pone la siguiente nota: El KCl Cloruro de potasio, es un compuesto iónico.Solicita que los alumnos determinen en su cuaderno: masas atómicas, masa molecular, masa molar y masa fórmula.

1 átomo de potasio 1X 39.0 u = 39.0 u2 átomos de cloro 1X 35.5 u = 35.5 uMasa fórmula del KCl 74.5 uMasa de un mol de unidades fórmula del KCl = 74.5 g Masa molar del KCl = 74.5 g/mol

NaCl Cloruro de sodio, un compuesto iónico 1 átomo de sodio 1X 23.0 u = 23.0 u 1 átomo de cloro 1X 35.5 u = 35.5 uMasa fórmula del NaCl 58.5 uMasa de un mol de unidades fórmula del NaCl = 58.5 g Masa molar del NaCl = 58.5 g/mol

Concluimos que pesa más un mol de cloruro de potasio que un mol de cloruro de sodio.

1 mol de KCl

1 mol de NaCl

1 mol de KCl >1 mol de NaCl

Anexo 32Solicitar a los alumnos que consulten en la tabla periódica las masas atómicas de los elementos y calculen las masas moleculares de los siguientes fertilizantes importantes.

FERTILIZANTE MASAS ATÓMICAS MASA MOLECULAR

(NH4)2SO4

N=14H=1S=32O=16

210.1

NH4NO3

N=14H=1O=16

80.0

(NH4)2CO3 N=28H=8O=48C=12

96.0

(NH4)2HPO4 N=28H=9P=31O=48

116.5

Ca(H2PO4)2∙H2O Ca=40H=6P=62O=144

252.0

Anexo 33

Determinar en los cuadros de la siguiente tabla los números que correspondan al mol de átomos de cada elemento en los siguientes compuestos.

Compuesto Número de mol de átomos de cada elemento

NaHCO3

Na=1 H= 1 C= 1 O=1

Ca(OH)2

Ca= 1 H= 2 O=2

NH3

N= 1 H=1

Mg3(PO4)2

Mg= 1 P= 2 O=2

Anexo 34

Interpretación cuantitativa de una ecuación química.

a) En la ecuación: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

Una mol de CH4 reacciona con 2mol de O2 para producir 1 mol de CO2 + 2 mol de H2O

b) En la ecuación: 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O

2 mol de NaOH reaccionan con 1 mol de H2SO4 para producir 1 mol de Na2SO4

+ 2 mol de H2O

c) En la ecuación: 3CaCO3 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 3CO2 + 3H2O

Para producir: 1 mol de Ca3(PO4)2 + 3 mol de CO2 + 3mol de H2O es necesario tener en los reactivos 3 mol de CaCO3 + 2 mol de H3PO4

d) De la ecuación: 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O

¿Cuántos gramos de H2SO4 reaccionarán con 400g de NaOH? 2mol

e) De la ecuación: : 3CaCO3 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 3CO2 + 3H2O

¿Cuántos gramos de Ca3(PO4)2 se obtuvieron a partir de 900 g de CaCO3?3 mol

Anexo 35

Cálculos estequiométricos masa-masa en ecuaciones sencillas.

ESTEQUIOMETRÍA

Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como ley de la conservación de la materia sentó las bases para la estequiometría que la podemos definir como el procedimiento por medio del cual se determinan las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química. Su etimología deriva del griego stoicheion que significa primer principio o elemento y metrón que significa medida.

Pasos fundamentales en la resolución de problemas de estequiometría: a) Escribir la ecuación química.

b) Balancearla.

c) A partir de la ecuación balanceada, calcular las masas, moles o moléculas de las sustancias que se mencionan en el problema.

Ejemplo:a) Se escribe la ecuación química: N₂ + H₂ NH₃

b) Balancearla: N₂ + 3 H₂ 2NH₃

c) La masa en gramos de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción química se puede calcular de la siguiente manera:

A partir de la siguiente ecuación matemática:

n = masa Donde n = número de moles

masa molar

Despejando masa (g), tenemos: Masa(g) = n (moles) X masa molar (g/mol) Ejercita ahora tú.Con base en la siguiente ecuación, se pide a los alumnos que calculen la masa en gramos de cada una de las sustancias involucradas en la siguiente ecuación química y que llenen la tabla en los espacios correspondientes. El profesor los guiará, utilizando el power ppoint. N₂ + 3H₂ 2NH₃

Sustancia N° de moles

masa molar ( g/mol )

Cálculosmoles X masa molar

Masa total

N₂ 1 ,mol 28 g/mol 1mol X 28g/mol 28 g

H₂ 3 mol 2 g/mol 3mol X 2g/mol 6 g

NH₃ 2mol 17 g/mol 2mol X 17 g/mol 44 g

LEY DE PROUST. “Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto, la relación en masa en que lo hacen es siempre la misma”

Proust observó que el agua está formada siempre por 11 partes por 100 de hidrógeno y por 89 partes por 100 de oxígeno, sea cual sea su procedencia. Concluyo que en la molécula de agua hay 11 % de Hidrógeno y 89 % de

Oxígeno.

Ejercicio: Los alumnos calcularán la composición en % (centesimal) de las sustancias que se indican en la tabla, llenando los espacios correspondientes como en el ejemplo, el profesor modelará utilizando el power point. Se les pide que utilicen la siguiente expresión matemática:

PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA

% del elemento = masa del elemento X100 masa del compuesto

Joseph proust

El profesor modela los siguientes ejercicios de estequiometria utilizando el power point y al final dejara algunos de tarea o para resolver en la clase.Introducción:La estequiometría es utilizada para saber cuánto producto se formará a partir de cierta cantidad de reactivo ó que cantidad de reactivo se necesita para obtener una cantidad “x” de producto; es por ello que se realizan cálculos estequiométricos.Se pueden hacer conversiones estequiométricas masa – masa ó mol – mol dependiendo de lo que se solicite.Estequimetría masa – masa: Este proceso se emplea cuando se necesita conocer la cantidad de cada reactivo que se debe utilizar para producir la masa del producto que se desee.Por ejemplo en la relación masa - masa. Sí se cuenta con 980 g de FeCl3 para realizar la siguiente reacción Química: FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl

¿Cuántos gramos de Fe(OH)3 se producirán? 1.- Se balancea la ecuación: FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl

Recuerda que para balancear una ecuación puedes hacer uso del siguiente diagrama de flujo.Balanceando primero los metales, posteriormente los no metales dejando al final al oxígeno.

FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl (ecuación balanceada)Se comprueba que la ecuación se encuentre balanceada utilizando el siguiente cuadro.

Reactivos

N° de átomos

ElementosProductos

N° de átomos

1 Fe 1

3 Na 3

3 Cl 3

3 H 3

3 O 3

2. Se realizan cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y productos

REACTIVOSFeCl3 + 3NaOH

PRODUCTOS Fe(OH)3 + 3NaCl

FeCl31 átomo de Fe 1X55.85g = 55.85u3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u 162.20 u

masa molar =162.20g/mol

Fe(OH)3

1 átomo de Fe 1X55.85 = 55.85 u

3 átomos de O 3X16 = 48.0 u

3 átomos de H 3X1 = 3 .0 u

106.85 u

masa molar =106.85 g/mol

3NaOH3 átomos de Na 3X23g = 69 u3 átomos de O 3X16g = 48 u3 átomos de H 3X 1g = 3 u 120 u

masa molar = 120 g /mol

3NaCl3 átomos de NaCl 3X23 g = 69.0 u3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u 175.35 u masa molar = 175.35g/mol

Se realizan los cálculos correspondientes:

FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl 162.20g 106.85g 980g X Resolviendo: X = (980g FeCl3) (106.85g Fe(OH)3) = 645.58g de Fe(OH)3 162.20 g FeCl3

Por lo tanto, a partir de 980 g de FeCl3 se producirán 645.58 g de Fe(OH)3

Anexo 36

Reconocer al mol como unidad asociada al número de partículas (átomos, moléculas, iones).

MOL Mol, unidad básica del sistema internacional de unidades (SI), definida como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono 12. Esa cantidad de partículas es aproximadamente de 6,0221 × 1023, el llamado número de Avogadro. Por tanto, un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa molecular de dicha sustancia. Mol . El concepto de mol se ha generalizado como un número de partículas y es frecuente encontrar expresiones como: “un mol de átomos, “un mol de iones”, “un mol de moléculas”, etc. En todos los casos un mol contiene 6.02X1023 partículas: un mol de moléculas contiene 6.02X1023 moléculas, un mol de iones contiene

6.02X1023 iones etc. Al número 6.02X1023 se le conoce como número de Avogadro

Ejercicio 1 : El profesor utilizando el power point solicita a los alumnos que en su cuaderno completen las tablas siguientes con lo que a continuación se pide:¿Cuántas moléculas existen en 2 moles de oxígeno, 3 moles de agua, 0.5 moles de NH₃ y en 100 moles de NaCl?

Sustancia Número de moles Número de moléculas

O₂ 2

H₂O 3

NH₃ 0.5

NaCl 100

Masa Masa de Masa de Masa de

Sustancia Fórmula molar en g/mol

1 mol 5 mol 0.1 mol

Hidrógeno H₂

Amoniaco NH₃

Clorato de sodio

NaClO₃

Ácido nítrico HNO₃

Ejercicio 2. Completa el siguiente cuadro con lo que se solicita:

Sustancia Fórmula Masa molar (g/mol)

N° de moles

Masa en gramos

Oxígeno O₂ 16 3

Ácido sulfhídrico H₂S 68.0 g

Cloro Cl₂ 35.5 g

Hidróxido de calcio Ca(OH)₂ 0.4

Ejercicio 3. Completa el siguiente cuadro:

Anexo 37

Establece relaciones estequiométricas mol-mol en ecuaciones sencillas que impliquen la obtención de sales, cuya finalidad es de orientar a los alumnos a que el tipo de sal que se obtenga, sea la de un fertilizante cuya composición se

caracterice como una mezcla química natural o sintética utilizada para enriquecer el suelo y favorecer el crecimiento vegetal.

Relación mol – mol. En esta relación, se aplica el concepto de mol a la ecuación química balanceada de la siguiente manera:

FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac) 1 mol de FeCl3 + 3 mol de NaOH 1 mol de Fe(OH)3 + 3 mol de NaCl Sí se adicionan 5 mol de FeCl3 en la reacción química, ¿Cuántos mol de NaCl se obtendrán? FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac)

1 mol 3 mol 5 mol X Resolviendo: X = ( 5mol FeCl3 ) ( 3 mol NaCl) = 15 mol de NaCl 1mol FeCl3 Se producirán 15 mol de NaCl Ejemplo 2. Obtención de sulfato de amonio como fertilizante. Calcular cuántos gramos de (NH4)2SO4(ac) sulfato de amonio se obtienen al reaccionar 3500 g de NH4OH(ac) hidróxido de amonio con el suficiente ácido sulfúrico H2SO4.

NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + H2O(l)

Paso 1. Balancear la ecuación química 2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O(l)

Reactivos

N° de átomos

ElementosProductos

N° de átomos

2 N 2

1 S 1

12 H 12

6 O 6

Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los mol.2mol de NH4OH(ac) + 1 mol de H2SO4(ac) 1 mol de (NH4)2SO4(ac) + 2 mol de H2O(l) Paso 3. Relación mol – mol2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O(l)

2mol de NH4OH(ac)+ 1 mol de H2SO4(ac) 1 mol de (NH4)2SO4(ac) + 2 mol de H2O(l)

Se procede a realizar cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y productos con ayuda de la tabla periódica.

Reactivos Productos

2NH4OH2 átomos de N 2X14g = 28u10 átomos de H 10X1g = 10u2 átomos de O 2x16g = 32u total 70u masa molar = 70 g/mol

(NH4)2SO4

2 átomos de N 2X14g = 28u8 átomos de H 8X1g = 8u1 átomo de S 1X32 = 32u4 átomos de O 4x16g = 64u total 132g masa molar= 132 g/mol

H2SO4

2 átomos de H 2X1g = 2u1 átomo de S 1X32 = 32u4 átomos de O 4X16 = 64u total 98u masa molar = 98 g/mol

2H2O4 átomos de H 4X1g = 4u2 átomos de O 2X16g = 32u total 36u masa molar = 36 g/mol

Entonces: 2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O 70 g 98g 132g 36g Por lo tanto: 2NH4OH(ac) (NH4)2SO4(ac) 70g 132g 3500g X X = (3500g de NH4OH ) (132g de (NH4)2SO4 ) = 6600 g de (NH4)2SO4 70g de NH4OH

Se producen 6600 g de (NH4)2SO4 .

Paso 4. Relación mol – molCalcula cuántas mol de (NH4)2SO4 (sulfato de amonio) se obtienen sí reaccionan 25 mol de NH4OH (hidróxido de amonio) en la ecuación anteriormente propuesta. 2NH4OH(ac) (NH4)2SO4(ac)

2mol 1 mol 25 mol X Resolviendo: X = (25 mol de NH4OH) (1 mol de (NH4)2SO4) = 12.5 mol de (NH4)2SO4 2 mol de NH4OH Se producirán 12.5 mol de (NH4)2SO4

Anexo 38

RESOLVER LOS SIGUENTES PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS EN LA OBTENCIÓN DE FERTILIZANTES (PARA RESOLVER EN CASA).

a) El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de amoniaco y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción.

NH3 + HNO3 NH4NO3 ¿Cuántos gramos de nitrato de amonio NH4NO3 se pueden obtener a partir de 25g de amoniaco NH3 ?

1. Balancear la ecuación. NH3 + HNO3 NH4NO3

REACTIVOSN° de átomos ELEMENTOS

PRODUCTOSN° de átomos

N

H

Masa molar =

O

Masa molar =

Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los moles.

Paso 3. Relación masa – masa

Reactivos Productos

NH3 NH4NO3

HNO3

R = 117.6 g de NH4NO3

Paso 4. Relación mol – molCalcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio NH4NO3 se obtienen sí se adicionan a la reacción 12 moles de NH3?

R = 12 moles

b) La urea es un fertilizante que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido de carbono:

NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O

¿Cuántos gramos de amoniaco NH3 se necesitan para obtener 1800 g de urea (NH2)2CO?

1. Balancear la ecuación NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O

REACTIVOSN° de átomos

ELEMENTOS PRODUCTOSN° de átomos

N

C

H

O

2. Interpretación de las partículas representativas y los moles

Paso 3. Relación masa – masa

Reactivos productos

2NH3 (NH2)2CO

CO2 H2O

R = 1020 g de NH3

Paso 4. Relación mol – mol

Calcular ¿Cuántas mol de urea (NH2)2CO, se obtienen sí se agregan a la reacción 6 mol de NH3 ?

R = 3 moles de (NH2)2CAnexo 39

EVALUACIÓN FORMATIVAContesta lo que a continuación se te pide: ¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de problemas estequiométricos?2. ¿Para los químicos qué es el mol? Y ¿Para qué le es útil?

3. ¿Cuántas partículas agrupa 1 mol y qué nombre recibe este número?

4. ¿Por qué la masa de 1 mol de un elemento es diferente a la masa de 1 mol de

cualquier otro elemento?

5. A qué equivale la masa molar de:

a) Un elemento

b) Un compuesto

6. La ecuación química balanceada para la obtención del sulfato de potasio por

neutralización del ácido sulfúrico con hidróxido de sodio es:

2KOH + H2SO4 K2SO4 + 2H2O

Con base en ella, llena los espacios con los valores numéricos que faltan en el

siguiente párrafo:

a) La ecuación significa que 2 mol de KOH reaccionan con _____ mol de H2SO4

para dar _____ mol de K2SO4 y ____ mol de H2O.

b) Si disponemos de 5 mol de KOH, estos requerirán _____ mol de H2SO4 para

reaccionar completamente.

c) Ya que la masa molar del KOH es _______g, la masa de 5 mol de KOH es de

_____ g.

d) La masa de H2SO4 que se requiere para reaccionar completamente con 5 mol

de KOH es _____g. En estas condiciones la reacción producirá ____ g de K2SO4

y ____ g de H2O

7. El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo

reaccionar hidróxido de potasio con ácido nítrico de acuerdo con la siguiente

ecuación balanceada:

HNO3 + KOH KNO3 + H2O

¿Cuántos moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 mol de

KNO3?

¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente 6 mol de

KOH?

¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con

125 g de HNO3?

Si se forman 50 g de KNO3 ¿cuántos gramos de agua se producen?

8. Calcula cuántos kg de hidróxido de amonio NH4OH reaccionan completamente

para producir 745 kg de fosfato de amonio (NH4)3PO4 al efectuarse la siguiente

reacción:

3NH4OH + H3PO4 (NH4)3PO4 + 3H2O

9. Determina cuántos kg de ácido nítrico HNO3 deberán reaccionar para producir

nitrato de amonio si la reacción ocurre así: NH4OH + HNO3 NH4NO3 + H2O

10. Determina cuántos kg de sulfato de amonio (NH4)2SO4 se producen si

reaccionan 490 kg de ácido sulfúrico H2SO4 de acuerdo a la siguiente reacción:

H2SO4 + 2NH4OH (NH4)2SO4 + 2H2O

11. El fertilizante sulfato de amonio se prepara mediante la reacción entre

amoniaco y el ácido sulfúrico: 2NH3(g) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac)

¿Cuántos kilogramos de amoniaco se necesitan para producir 100 mil kg de (NH4)2SO4?

EVALUACIÓN SUMATIVAEscribe dentro del paréntesis la opción correcta.

1. ( ) La masa molar del NaOH es de 40 g/mol y la del Al2(SO4)3 es de 278 g/mol. Comparando estos valores con la definición de un mol, con respecto al número de partículas (átomos, iones o moléculas) tenemos que:

a) es mayor para el Al2(SO4)3

b) es menor para el NaOHc) igual para ambos compuestosd) mayor para el NaOH

2. ( ) Sí calculamos la masa molar de 2 mol de H2O y la de 1 mol de H2SO4, obtenemos que la masa molar total de cada uno de los compuestos es:

a) mayor la del H2Ob) menor la del H2SO4

c) mayor la del H2SO4

d) igual para H2O y H2SO4

3. ( ) El número de moléculas contenidas en un mol de NaCl con respecto al número de moléculas contenidas en un mol de Ca3(PO4)2 es:

a) mayorb) menorc) iguald) triple

4.( ) Para interpretar cuantitativamente una ecuación química en forma correcta, está debe estar:

a) con los símbolos químicos correctosb) indicando los reactivos y productosc) indicado el estado físico de las sustanciasd) balanceada

5. ( ) Los coeficientes que se escriben para balancear la ecuación química nos indican el número:

a) molesb) gramosc) mililitrosd) onzas

6. ( ) ¿Cuántas moléculas están contenidas en un mol de cloruro de sodio?a) 8.00 X10-23 moléculasb) 1.50 X1023 moléculasc) 6.02 X10-23 moléculasd) 6.02 X1023 moléculas

7. ( ) ¿Cuántas mol de potasio son 12.04 X1023 átomos de dicho elemento?a) 6b) 10c) 2d) 1

8. ( ) Cinco mol de iones de Na+ tienen:a) 12.044 X1023 iones de Na+

b) 30.10 X1023 iones de Na+

c) 6.02 X1023 iones de Na+

d) 24.09 X1023 iones de Na+

9. ( ) Cuántas mol de NH3 se obtendrán si reaccionan 1.5 mol de N2 molecular? La ecuación de la reacción es la siguiente: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

a) 3.0 mol de NH3

b) 1 mol de NH3

c) 4.5 mol de NH3

d) 1.5 mol de NH3

10. ( ) ¿Cuántas mol de NaOH se requieren para producir 5 mol de NaNO3? La ecuación que representa a la reacción es: Pb(NO3)2 + 2NaOH 2NaNO3 + Pb(OH)2

a) 10 molb) 5 molc) 2 mold) 1 mol