TEMA: Estequiometría.

SEMANA: 1

OBJETIVO: El alumno adquirirá las habilidades para efectuar cálculos

relacionados con la proporción en que intervienen las sustancias involucradas en una reacción química.

EXPLICACIÓN TEMA

La Estequiometría: Es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas o las cantidades de masa de las substancias que participan en una reacción. El término estequiometría se deriva de dos vocablos griegos: Estequios que significa elementos o substancias y Metería que significa medida de substancias. Para poder realizar cálculos estequimetricos es necesario primeramente saber balancear una ecuación química por esta razón te invitamos a que aprendas realizando las actividades que se te indican. 1.1. Formulas químicas: La fórmula es una representación abreviada de un compuesto por medio de símbolos químicos y números que representan la cantidad de átomos de cada elemento que forma una molécula. La masa molecular se calcula de manera fácil sumando las masas atómicas. Por ejemplo la masa molecular del ácido sulfúrico: H2SO4: H = 1,00797 Da; S = 32,065 Da; O = 15,9994 Da H2 = 2 x 1 = 2 S = 1 x 32 = 32 O4 = 4 x 16 Da = 64 Masa molecular = H2 + S + O4 = 2 + 32 + 64 = 98

ACTIVIDADES

Determina los pesos moleculares de los siguientes compuestos:

KHSO4 Ca SO4

N H3 Pb (NO3)4

Pt (OH)4 Na Cl

H2CO3 N H3

H3PO4 S O3

TEMA: composiciones porcentuales.

SEMANA: 2

OBJETIVO: El alumno adquirirá las habilidades para efectuar cálculos

relacionados con la proporción en que intervienen las sustancias involucradas en una reacción química.

EXPLICACIÓN TEMA

Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo compuesto químico.

Una molécula de dióxido de azufre, (SO2), contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Para calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.

1. Busca en tu tabla periódica el valor de la masa atómica de los elementos que componen la formula.

2. Multiplica el peso por el número de átomos y suma el total. (redondea a un decimal).

Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u.

El problema puede resolverse por dos vías:

• Utilizando unidades de masa atómica:

1. Masa molecular del SO2 = (32.1) + (2 · 16) = 64,1 u .

2. Porcentaje de azufre en el compuesto: (32.1 / 64.1) x (100) = 50.078%

3. Porcentaje de oxígeno en el compuesto: (32 / 64.1) x (100) = 49.92%

ACTIVIDADES

Determina las composiciones porcentuales (%), para los siguientes compuestos:

Au (NO3)3

Pb (OH)2

FeSO4

Na2Cr2O7

TEMA: Cálculo de la fórmula empírica de un compuesto.

SEMANA: 3

OBJETIVO: El alumno adquirirá las habilidades para efectuar cálculos

relacionados con la proporción en que intervienen las sustancias involucradas en una reacción química.

EXPLICACIÓN TEMA

Cálculo de la fórmula empírica de un compuesto Para hallar la fórmula empírica de un compuesto, primero se obtienen los moles de cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, por simplificación, se hallan los números enteros más sencillos posibles. Al realizar el análisis gravimétrico de un determinado compuesto químico se ha encontrado la siguiente composición centesimal: 69,98 % Ag; 16,22 % As; 13,80 % O. Para la determinación de la fórmula empírica o molecular del compuesto se procede de la siguiente manera: Dividiendo el peso por el peso atómico se obtienen los moles: Para la plata 69,98/108= 0,65 moles Para el arsénico 16,22/75= 0,22 moles Para el oxígeno 13,80/16= 0,84 moles Cada 0,22 moles de arsénico hay 0,65 moles de plata, para un mol de arsénico 0,65/0,22= 3 moles de plata y 0,84/0,22= 4 moles de oxígeno. La fórmula molecular es Ag3AsO4 y la masa molar y/o masa molecular del compuesto es de 463 g/mol.

ACTIVIDADES

Determinar la formula empírica, molecular y real de un compuesto. Realiza los siguientes ejercicios:

1. El ácido benzóico es un sólido blanco y contiene 68,8 % de carbono, 5,0 %

de hidrógeno y 26,2 % de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica?

2. Determine la fórmula empírica del compuesto orgánico con la siguiente composición:

21,7 % C, 9,6 % O y 68,7 % F.

3. La alicina es el compuesto que proporciona el olor característico del ajo. Al realizar un análisis elemental de este compuesto, se encuentra que tiene la siguiente composición centesimal:

Carbono: 44,4% Hidrógeno: 6,21 % Azufre: 39,5 % Oxígeno: 9,86 %.

4. Se sospecha que el glutamato monosódico (MSG), saborizante de alimentos, es el causante del “síndrome del restaurante chino”, ya que puede causar dolores de cabeza y del pecho. El glutamato monosódico tiene la siguiente composición en masa: 35,51 % de C, 4,77% de H, 37,85 % de O, 8,29 % de N y 13,60 % de Na. Si su masa molar es de 169 g/mol. Determine su fórmula molecular.

5. La fructosa es un azúcar natural muy dulce que se encuentra en la miel. Su masa molar es de 180,1 g/mol y su composición es de: 40 % de carbono, 6,7 % de hidrógeno y 53,3 % de oxígeno. Calcular la formula molecular de la fructosa.

TEMA: Escritura y balanceo de ecuaciones.

SEMANA: 4, 5 y 6

OBJETIVO: El alumno adquirirá las habilidades para efectuar cálculos

relacionados con la proporción en que intervienen las sustancias involucradas en

una reacción química.

EXPLICACIÓN TEMA

Escritura y balanceo de ecuaciones: significa encontrar la igualdad entre los dos

miembros de las mismas, tanto de los reactivos que los productos.

Balanceo Por Tanteo: Consiste en comparar los reactivos y productos hasta

igualarlos, colocando coeficientes (números) en las fórmulas. Es un método sencillo

utilizado para equilibrar reacciones simples.

Las reglas para el balanceo por tanteo son las siguientes:

1. No podemos cambiar las fórmulas ya establecidas.

Los coeficientes se deben colocar antes de cada fórmula

Todo coeficiente multiplica a los subíndices.

Está prohibido colocar coeficientes en medio de las fórmulas.

Sugerencias:

Balancear primeramente todos los elementos diferentes al hidrógeno y al oxígeno.

A continuación los átomos de hidrógeno.

Por último, se procede a balancear los átomos de oxígeno.

Ejemplo:

H2 + O2 H2O 2H2 + O2 2 H2O

Hidrógeno Oxígeno Agua Hidrógeno Oxigeno Agua

Zn + O2 ZnO 2 Zn + O2 2 ZnO

Zinc Oxígeno Óxido de zinc Zinc Oxígeno Óxido de Zinc

Método por oxido-reducción: una reacción de óxido-reducción no es otra cosa

que una pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción

de energía (presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemento

se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.

OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que aumente su

estado de oxidación.

REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que disminuya

su número de oxidación.

Por ejemplo: Un cambio de numero de oxidación de +1 a +4 o de -2 a 0 es oxidación.

Una cambio de +4 a +1 o de -1 a -3 es reducción.

En una reacción de redox el agente oxidante acepta electrones ( es el que se reduce) y el agente reductorsuministra electrones (es el que se oxida).

Para poder balancear por método de redox es importante recordar como determinar la cantidad de átomos de un elemento en un compuesto, así como determinar la cantidad de número de oxidación de cada elemento y conocer los pasos del método de redox.

Procedimiento para el método de redox:

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno

se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices

correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.

10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima

expresión.

ACTIVIDADES

Por el método de tanteo u oxido reducción balancear las siguientes ecuaciones

químicas:

1) N2 + O2 NO

2) N2 + O2 N2O

3) Al2O3 + H2O Al (OH)3

4) Pb(OH)4 PbO2 + H2O

5) KCl + O2 KClO3

6) C + Fe2O3 Fe + CO2

7) I2O3 + CO I2 + CO2

Calcular el número de oxidación de los siguientes compuestos:

1. HCl + MnO2 -----> MnCl2 + H2O + Cl2

2. Cu + HNO3 -----> Cu(NO3)2 + NO + H2O

3. H2SO4 + HI -----> H2SO3 + I2 + H2O

4. HNO3 + HI -----> NO + I2 + H2O

5. HNO3 + H2S ------> NO2 + H2O + S

6. CuS + HNO3 -----> Cu(NO3)2 + S + H2O + NO

7. K2Cr2O7 + HCl ------> CrCl3 + KCl + H2O + Cl2

TEMA: soluciones.

SEMANA: 7

OBJETIVO: El alumno adquirirá las habilidades para efectuar cálculos

relacionados con la proporción en que intervienen las sustancias involucradas en

una reacción química.

EXPLICACIÓN TEMA

SOLUCIÓN: es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida.

SOLUTO: es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

SOLVENTE: es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

Tipos de soluciones

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos

rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

La mayoría de los procesos químicos en la naturaleza se llevan a cabo en solución; así tenemos que los nutrientes que absorben las plantas son transportados en soluciones acuosas; también los medicamentos que se administran por vía intravenosa.

Entiéndase como solución, aquella mezcla homogénea de dos o más sustancias una de estas sustancias se llama solvente y la otra soluto.

Soluto. Componente que se encuentra en menor cantidad y es lo que se disuelve.

Solvente. Aquél que existe en mayor cantidad y es lo que disuelve.

ACTIVIDADES

Realizará un mapa mental con las definiciones de solutos, disolventes y soluciones.

Definir los siguientes términos.

solución soluto

partes por millón

solvente molaridad

líquidos miscibles normalidad

TEMA: soluciones valoradas.

SEMANA: 8, 9, 10 y 11

OBJETIVO: adquirir las habilidades para efectuar cálculos relacionados con la

proporción en que intervienen las sustancias involucradas en una reacción química.

EXPLICACIÓN TEMA

Las soluciones valoradas son aquellas cuyas cantidades de soluto y solvente

tienen un valor determinado exacto, o sea una concentración exacta.

▪ Porcentual ▪ Molalidad ▪ Molaridad ▪ Normalidad

a) Porcentual

Existen varias formas para expresar la concentración de las soluciones:

a) % en peso

c) % en volumen

El porciento en peso: se refiere al peso del soluto por cada 100 gramos de

solución. Porciento en peso (%p) = Peso del soluto X 100 peso del soluto + peso

del solvente

Ejemplo: Una solución al 5% de NaCl (5 g de Na Cl y 95 g de H2O).

Problema:

¿Cuál es el % en peso de una solución que se ha preparado disolviendo 15 g. de

NaCl en 150 g de H2O?

% en peso = 15 g x 100 15 g + 150 g = 165

% en peso = 15 g x 100

165 g

% en peso = 0.09 x 100 % en peso = 9.0%

La fórmula para determinar el porciento en peso surge (regla de tres):

El peso de la solución (solvente + soluto) 100%

El peso del soluto X

Porciento en peso (%p) = Peso del soluto X 100

peso del soluto + peso del solvente

El por ciento en volumen expresa el volumen del soluto con respecto al volumen

total de la solución.

Por ciento en volumen (%v) = volumen del soluto X 100 vol. del soluto + vol.

del solvente

Ejemplo: ¿Cuál es el porciento en volumen de una solución formada por 20 ml. de

etanol (CH3CH2OH) en 200 ml. de H2O?

% en volumen = 20 ml x 100 20 ml. + 200 ml.

% en volumen = 20 x 100

220

% en volumen = 0.09 x 100

% en volumen = 9.0%

La molaridad es un método volumétrico para expresar la concentración de las

soluciones.

Expresa el número de moles de soluto por unidad de volumen de solución.

Su fórmula es:

M= (PM) (V)

M = Molaridad

M = n donde: n = g n = moles de soluto v PM v = volumen de solución (Litros) g =

gramos de soluto

M = g PM = Peso molecular o Masa Molar

PM X V

Ejemplo:

Encontrar la molaridad de una solución que contiene 30 g de NaOH disueltos en

agua, formando 2.5 Litros de solución.

Desarrollo:

g de NaOH = 30

Volumen de solución (v) = 2.5 lt.

Convertir 30 g de NaOH a moles :

1.-Determinar PM

2.-Convertir gramos a moles

La Molalidad es un método gravimétrico para determinar la concentración de las

soluciones, ya que tanto el soluto como el solvente se expresan en unidades de

peso. La Molalidad es importante al estudiar las propiedades coligativas de las

soluciones como son el punto de ebullición o el punto de congelación.

La Molalidad expresa el número de moles de soluto por kilogramo de solvente. Se

representa por m y su fórmula es:

m = n / kilogramo de solvente

m= molalidad

n= No. de moles

Kg = kilogramo de solvente

Ejemplo:

Encuentra la molalidad de una solución formada por 20 g de CH3OH y 150 g de

H2O.

PM CH3OH = 32 g/mol

Soluto = 20 g de CH3OH

Solvente = 150 g de H2O = 0.150 Kg n soluto = 20/32 = 0.625 moles

Sustitución: m = n = 0.625 = 4.167 mol/Kg

Kg 0.150

La solución es 4.167 molal CH3OH

ACTIVIDADES

Determina el porciento en peso de una solución preparada con 20g KCl en 200g

H2O.

(La densidad del agua = 1g/ml).

¿Cuántos gramos de solución (solvente + soluto) al 5% en peso (soluto) de Li2SO4

(Sulfato de Litio), se necesitan para tener 3.2g de Li2SO4 en solución?.

Si se desea preparar 100g de solución de NaOH al 19.7% en peso, ¿Cuántos

gramos de NaOH se necesitan?

Deseamos preparar 600g de solución con una concentración del 5%, calcula qué

cantidad de soluto necesita.

Realiza los siguientes ejercicios para calcular el volumen de una solución.

Determina el % en volumen de una solución formada por 35 ml de metanol (CH3OH)

en 300ml de H2O.

Si una solución está formada por 35ml de soluto y tiene una concentración del 1.2%,

¿Cuántos ml de solución tenemos?.

¿Cuántos ml de H2S se necesitan para preparar 150ml de solución al 3%?.

Una solución está formada por 45ml de HClO en 0.5 litros de solución; determina el

% en volumen.

Calcula la molalidad de una solución de HNO3 del 32.3% en peso.

Encuentra la molalidad de una solución que está formada por 10g de CH3CH2OH

y 120g de agua.

Se prepara una solución con 125g de metanol (CH3OH) disueltos en 2,700 ml de

agua.

Calcula su molalidad.

¿Cuál es la molalidad de una solución que está formada por 20 moles de alcohol

propílico (CH3CH2CH2OH) disueltos en 3Kg de agua?

Actividad 5: Resolver los ejercicios de molaridad.

¿Cuántas moles se necesitan para preparar 1.25 litros de solución 0.10 molar de

yoduro de sodio NaI.

¿Cuántos gramos se requieren para preparar 200 ml de una solución de Mg(OH)2

0.5 molar?

¿Qué volumen de solución 0.9 molar se puede preparar disolviendo 3.6 moles de

KOH?

¿Cuántos litros de solución 0.75 molar se preparan disolviendo 125 g de CaBr2?

Obtén la molaridad de 300 mL de solución que contiene 250g de NaCl disueltos en

agua.

TEMA: equilibrio iónico.

SEMANA: 12, 13 y 14

OBJETIVO: comprender los equilibrios químicos en los cuales algunas de las

especies reaccionantes son iones

EXPLICACIÓN TEMA

La ionización es el fenómeno químico o físico mediante el cual se producen iones,

estos son átomos o moléculas cargadas eléctricamente debido al exceso o falta de

electrones respecto a un átomo o molécula neutra. A la especie química con más

electrones que el átomo o molécula neutros se le llama anión, y posee una carga

neta negativa, y a la que tiene menos electrones catión, teniendo una carga neta

positiva. Hay varias maneras por las que se pueden formar iones de átomos o

moléculas.

En ciertas reacciones químicas la ionización ocurre por transferencia de electrones;

por ejemplo, el cloro reacciona con el sodio para formar cloruro de sodio, que

consiste en iones de sodio (Na+) e iones de cloruro (Cl-). La condición para que se

formen iones en reacciones químicas suele ser una fuerte diferencia de

electronegatividad entre los elementos que reaccionan o por efectos de resonancia

que estabilizan la carga. Además la ionización es favorecida por medios polares que

consiguen estabilizar los iones.

La presencia de ácidos de Lewis como en los haluros de aluminio o el trifluoruro de

boro (BF3) también puede favorecer la ionización debido a la formación de

complejos estables como el [AlCl4-]. Así la adición de tricloruro de aluminio a una

disolución del cloruro de tritl (Cl-CPh3), un compuesto orgánico, resulta en la

formación del tetracloroaluminato de tritilio ([AlCl4]-[CPh3]+), una sustancia iónica y

la adición de cloruro de alumino a tetraclorociclopropeno (C3Cl4, un líquido orgánico

volátil) proporciona el tetracloroaluminato de triclorociclopropenilio ([AlCl4]-

[C3Cl3]+) como sólido incoloro. A este proceso se le suman las sumas de los

electrones compuestos por menos cargas negativas al núcleo del primer átomo

consecutivo.

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución.

El pH indica la concentración de iones de H presentes en determinadas

disoluciones. La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones.

El término pH se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar

el manejo de cifras largas y complejas.

En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le

puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1×10−7 M, lo que equivale a:

0.0000001 M y que finalmente es un pH de 7, ya que pH = –log[10−7] = 7.

En disolución acuosa, la escala de pH varía, típicamente, de 0 a 14.

Son ácidas las disoluciones con pH menores que 7 (el valor del exponente de la

concentración es mayor, porque hay más iones hidrógeno en la disolución).

Por otro lado, las disoluciones alcalinas tienen un pH superior a 7.

La disolución se considera neutra cuando su pH es igual a 7, por ejemplo el agua.

ACTIVIDADES

Investiga los conceptos de electrolitos débiles y fuertes.

Investiga y realiza un cuadro comparativo sobre la Teoría de Bronsted-Lowry,

Teoría de Lewis y Teoría de Arrhenius.

Relaciona ambas columnas escribiendo dentro de los paréntesis las letras

que contienen correctamente la pregunta.

1.- Acido es toda sustancia que en solución Par acido-base ( )

conjugado acuosa produce iones (H+) o iones hidronio

(H3O+) y base es toda sustancia que en solución

acuosa produce iones oxhidrilo (OH-)

2.- Acido es una especie que dona un protón Teoría de Bronsted-Lowry ( )

(H+) y base es una especie química que acepta

un protón.

3.- Acido es una especie química capaz de aceptar Teoría de Lewis ( )

un par de Electrones y base es una especie química

capaz de ceder un par de electrones.

4.- Así se le llama al par acido-base cuyos elementos Teoría de Arrhenius ( )

están relacionados entre si por la transferencia de un

protón.

Resuelve los siguientes problemas:

1.-Si el pH de una disolución es 4.2, es:____________.

2.- Determine el pH de una solución de HCl 0.25 M y de una solución de NaOH 0.25

M.

3.- Determine el pH, el pOH y la concentración de especies presentes en una

solución 0.012M de amoniaco