B 1 1

Colegio de Bachilleres

Del Estado de Chihuahua

Plantel No. 10

QBP. Oscar René Valdez D.

B 1 2

BIBLIOGRAFÍA:

QUÍMICA I / VICTOR MANUEL MORA GONZALEZ / EDITORIAL ST

QUÍMICA / VICTOR RAMIREZ REGALADO / EDITORIAL PATRIA

QUÍMICA / PALO GONZÁLEZ / EDITORIAL PROGRESO

EVALUACIÓN:

CONOCIMIENTO 70%

PRODUCTO Y DESEMPEÑO 30% (Tareas e investigaciones)

ACUERDOS:

No chicles y no comer dentro del salón

No utilizar celulares estos deben estar apagados, en vibrador ó silencio.

Respeto al resto de los compañeros del grupo.

Participar al 100% y no quedarse con ninguna duda.

No llegar tarde, tolerancia máxima de 5 minutos.

Atender la explicación del Docente para la realización de las actividades.

MATERIAL:

Cuaderno de trabajo en perfecto estado.

Lápiz, borrador, pluma, calculadora, tabla periódica y colores.

Revistas para obtener recortes útiles en las actividades del cuadernillo.

______________________________ FIRMA DEL ALUMNO

PROGRAMA

BLOQUE I

Aplica la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos

BLOQUE II

Actúa para disminuir la contaminación del aire, del agua y del suelo

BLOQUE III

Comprende la utilidad de los sistemas dispersos

BLOQUE IV

Valora la importancia de los compuestos del carbono en su entorno

BLOQUE V

Identifica la importancia de las macromoléculas naturales y sintéticas

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1 Aplica la noción de mol en la cuantificación de

procesos químicos.

B 1 4

INSTRUCCIONES:

Contesta los siguientes reactivos que servirán como parámetro de tus conocimientos ates de

abordar los temas contenidos del bloque II, recuerda que este examen no formará parte de tu

calificación final, solo es una evaluación diagnostica.

I. Escribe sobre las líneas la palabra que completen correctamente los

enunciados.

Una sustancia se representa por medio de una _______________________________, la cual indica

los __________________________________que forman la sustancia y, con los________________,

cuantos___________________hay de cada elemento en una molécula de la sustancia. Los cambios

químicos se representan por medio de ________________________en las cuales las sustancias

originales se denominan__________________________ y las sustancias formadas son los

__________________________. Para indicar que se cumple la_______________

Se escriben_____________________________________.

Ecuaciones químicas------elementos-------ley de la conservación de la masa----formula química------

reactivos------- átomos------- coeficientes estequiometricos----- subíndices----- productos

II. Escribe en cada paréntesis el número que relacione correctamente un enunciado con

una respuesta.

( ) En una reacción química, la suma de las masas de

los reactivos es igual a la suma de las masas de los

productos.

( ) Unidad del Sistema Internacional de unidades (SI)

para medir la cantidad de sustancias.

( ) Métodos usados para balancear ecuaciones

químicas.

( ) Unidad del SI para medir la cantidad de materia

( ) Tipo de cambio en el cual se modifica la estructura

interna de la materia.

1.- Ley de la conservación de la masa

2.- Mol

3.- Cambio químico

4.- Kilogramo

5.- Cambio Físico

6.- Método por inspección y método

redox

Total de aciertos: ______

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1,1. Describe el mol como la unidad básica del Sistema Internacional

De Mediadas.

1.2. Describe el significado de las leyes ponderales.

Cuando preparas un pastel, te has preguntado: ¿si es suficiente agregar 100

gramos de mantequilla para un kilo de harina? O bien, ¿cuánto royal

(bicarbonato de sodio) se debe agregar para que el pastel quede esponjoso?

Las instrucciones que marca la receta del pastel te dan todas las respuestas.

En ella se señalan las cantidades de los ingredientes que debes utilizar. Sin

embargo, aún prevalece la inquietud de saber cómo fue posible determinar

con exactitud esas cantidades.

Ahora imagina que heredaste una enorme caja de monedas de cobre,

todas de igual valor, y que hoy en día tienen un valor de 12 pesos cada

una. ¿Qué harías para saber cuántas monedas te heredaron y cuál es su

valor total? ¿Las contarías una por una o tienes una mejor idea?

Para resolver este problema, se puede recurrir a las matemáticas.

Primero se puede determinar el peso total de las monedas 4 500 g, luego

el de un grupo pequeño, tomamos diez monedas y estas pesan 125 g,

Realiza las operaciones

En muchas profesiones es importante calcular las cantidades correctas. Así, de igual manera, en química también se

determinan cantidades, pero de partículas tan especiales como átomos, moléculas o iones. Además, en química también

se tienen que calcular la cantidad de sustancias que participan en las reacciones químicas. Esta tarea la realizan utilizando

una herramienta muy útil de la química:

La palabra estequiometría se deriva de los vocablos griegos stoicheion, que significa “elemento”, y metreon, que significa

“medida”.

De acuerdo a su definición, la estequiometría se aplica tanto para el cálculo de la composición de los elementos que

forman un compuesto como para la determinación de las cantidades de las sustancias que participan en una reacción

química, y ello obedece a ciertas reglas cuantitativas conocidas como Leyes ponderales.

El estudio de las relaciones numéricas relativas a la composición de lo materia y de sus transformaciones

constituye el campo de lo estequiometria.

B 1 6

LEY DEFINICIÓN EJEMPLO IMPORTANCIA/APLICACIÓN

1. Ley de la

conservación de la

masa

2. Ley de las

proporciones

constantes

3. Ley de las

proporciones múltiples

4. Ley de las

proporciones

recíprocas o

equivalentes

LEYES PONDERALES

Son las leyes que rigen las relaciones establecidas entre los pesos de los elementos que forman un compuesto, así

como entre los pesos de las sustancias que participan en una reacción química. Estas leyes son cuatro y se presentan

en la siguiente tabla:

Completa la siguiente tabla investigando el significado de cada una

de las leyes ponderales, ejemplo y su importancia y aplicación.

B 1 7

En 1792, el químico alemán Jeremías B. Richter estableció lo palabra estequiometria para designar la

ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos.

Unidad de cantidad de sustancia: el mol

Mencionábamos que contar o medir objetos es una actividad normal para nosotros; seguramente estamos

familiarizados con muchas de las siguientes expresiones:

5 naranjas, 3 huevos, 4 flores, 2 lápices, 6 pares de zapatos y 2 kilos de carne de res. Para cantidades mayores

de estos productos se tienen otras unidades como la docena (12 unidades), la gruesa (144 unidades) o la resma,

que equivale a 500 unidades.

Sin embargo, para los químicos las unidades señaladas no son suficientes; no es lo mismo contar o pesar

naranjas a querer pesar o contar átomos, iones o moléculas, que son partículas tan pequeñas que no las

podemos ver. ¿Imaginas alguna forma para hacerlo? No es una tarea fácil. Entonces, es necesario recurrir a otras

unidades y sus equivalencias; en el mundo de la Química, la unidad creada para medir con exactitud la cantidad

de sustancia es el mol y es una unidad básica en el Sistema Internacional de Medidas. Pero, ¿que es el mol?

Investiga el significado de mol y su aplicación

y el número de Avogadro y su valor

1 mol gr/mol moléculas L = = =

B 1 8

Es el peso relativo de los átomos en una escala arbitraria, tomando

como base el peso del átomo de carbono C12 cuyo peso es de 12.000

uma

La masa atómica para cada elemento corresponde al promedio de sus

masas de sus isótopos en la proporción que se encuentran en la

naturaleza.

Hoy sabemos que la mayoría de los elementos son en realidad mezclas

de isótopos, con diferentes pesos atómicos, ejemplo el cloro tiene 2

isótopos uno con un peso atómico de 35 y el otro con un peso atómico

de 37 así el peso atómico corresponde al peso promedio de 35.453 uma.

Isótopo.- átomos del mismo elemento que tienen los mismos números

atómicos pero diferente número de masa

ATOMO GRAMO (at-gr).- Es la masa relativa de un elemento y se expresa en gramos, por lo

tanto el número de gramos es igual a la masa de un átomo en cualquier elemento donde este

tiene unidades de masa atómica (uma).

Ejemplos:

El peso atómico del hidrogeno es = 1.008 uma El peso at-gr. = 1.008 gr.

El peso atómico del oxigeno = 15.998 uma El peso at-gr = 15.998 gr.

Esto es: un at-gr- de hidrogeno pesa 1.008 gr.

un at-gr- de oxigeno pesa 15.998 gr.

Un átomo gramo (at-gr) en cualquier elemento esquivare a su peso atómico expresado en gramos y en

esa cantidad de peso habrá 6.023 x 1023 átomos de ese elemento.

El misterio del estacionamiento (Parte 1)

Transcurría un día como cualquier otro en un

estacionamiento subterráneo de la Ciudad de México en

1982. El cobrador que se encontraba en la salida trabajaba

sin ninguna novedad. De pronto, la fila de automóviles

comenzó a crecer cada vez más. Al paso de unos

minutos, el cobrador se percato de que algunos ocupantes

de los vehículos se estaban desmayando; por lo que,

como medida de emergencia, decidió dejar salir a los

automovilistas sin cobrarles…..

¿Qué ocasiono el fenómeno poco usual de los

desmayos?

Continuara………

B 1 9

1.-Cuántos at-gr habrá en 34 gr. de magnesio?

2.-Cuántos gramos de fierro contendrá un clavo si se sabe que tiene 5.876 X 1015 átomos del metal?

3.-Si un cerillo contiene 0.345 at-gr de fósforo y 0.0412 at-gr de azufre; ¿cuantos gramos de cada elemento habrá

en el cerillo?

4. Cuantos átomos de aluminio tendrá una ventana de este metal la cual pera 38 kg

5. Cuantos átomos de Flúor habrá en 4.5 at-gr del halógeno contenidos en un enjuague bucal.

EJEMPLO: 1.-Cuántos at-gr habrá en 15 gr. de sodio?

1 at-gr = PA gr =6.023 X 1023 átomos

1 at-gr = PA gr

Peso atómico (PA) del sodio = 23g por lo tanto

1 at-gr = 23 gr

X = 15 gr x= 0.652 at-g

EJEMPLO: 2.-Cuántos átomos habrá en 56 gr. de sodio?

1 at-gr = PA gr =6.023 X 1023 átomos

PA gr = 6.023 X 1023 átomos

Peso atómico (PA) del sodio = 23g por lo tanto

23 gr = 6.023 X 1023 átomos

56 gr = X X = 1.46 X1024 átomos

Resuelve los siguientes ejercicios

RECUERDA QUE: 1 at-gr = PA gr = 6.023 X 1023 átomos

B 1 10

Para cualquier compuesto la suma de los pesos atómicos en unidades de masa atómica se le llama peso

formula y cuando el compuesto es molecular a esta suma se le puede llamar también peso molecular

MOL.- Se puede definir de varias maneras:

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6. 023 x 1023 unidades elementales Es el número igual al número de átomos en 12.01 gr. de carbono Masa molecular o atómica expresada en gramos

Número de partículas igual al número de avogadro (6.023 x 1023) Equivale a 22.4 L. conocido como el volumen molar estándar

Peso Nº de avogadro

1 mol de átomos de carbono Pesa 12.01 gr. Contiene 6.02 x 1023 átomos

1 mol de moléculas de O2 Pesan 31.996 gr. Contiene 6.02 x 1023 moléculas

1 mol de iones de Na+ Pesan 22.98 gr. Contiene 6.02 x 1023 iones

1mol de partículas de NaCl Pesan 58.43 gr. Contiene 6.02 x 1023 partículas

Se define como la suma de los pesos atómicos de los átomos que se

encuentran presentes en una molécula.

Determinar el peso molecular del ácido sulfúrico (H2SO4)

H = 1.OO8 X 2 = 2.O16

S = 32.064 X 1 =32.O64

O = 15.998 X4 = 63.992

98. 72 gr/ mol

Por la tanto el peso molecular del ácido sulfúrico es 98.72 gr/mol

a) metano CH4 f) clorato de potasio KClO3

PM = ___________ PM = ___________

b) Nitrato de sodio NaNO3 g) Oxido de plata Ag2O

PM = ___________ PM = ___________

c) Monóxido de carbono CO h) sulfato férrico Fe2 (SO4)3 PM = ___________ PM = ___________

d) Dióxido de carbono CO2 I) Cloruro de estroncio SrCl2

PM = ___________ PM = ___________

e) Fluoruro de amonio NH4F j) fosfato de sodio Na3PO4

PM = ___________ PM = ___________

Determina los Pesos Moleculares de cada una de las siguientes

sustancias, realiza las operaciones al reverso de la hoja

RECUERDA QUE: 1 mol = PM gr = 6.023 X 1023 moléculas = 22.4 L

B 1 11

1.-Si sabemos que el fosfato de calcio es parte esencial del tejido óseo; supongamos que Pedro se encontró un

pequeño hueso y al pesarlo dio 132 gr.

Determinar.

a) la fórmula del compuesto b) El peso de un mol de compuesto c) Cual será el peso de 1.464 moles de fosfato de calcio

2.- Cuál es el peso de 2.47 moles de hidróxido de calcio?

3.- El helio (He) es un gas utilizado en la industria y la investigación, es necesario mantenerlo a baja temperatura,

se usa en tanques de buceo, para inflar globos, ¿cuántas moléculas de helio hay en un tanque de 6.46 gr. de

helio?

4. El gas propano (C3H8) se utiliza en los hogares como combustible. Cuantos litros habrá en un tanque que

contiene 32.67 moles del gas

EJEMPLO: 1.-Cuántos moles habrá en 153 gr. de

Cloruro de sodio?

1 mol = PM gr

Peso Molecular NaCl = 45 gr por lo tanto

1 mol = 45 gr

X = 153 gr x= 3.4 mol

EJEMPLO: 1.-Cuántas moléculas habrá en 34.57

L. Carbonato de litio?

6.023X1023 moléculas = 22.4 L

6.023X1023 moléculas = 22.4 L

X = 34.57 L

X = 9.29 X1023 moléculas

Resuelve los siguientes ejercicios

B 1 12

Con frecuencia es conveniente saber la composición del compuesto en términos de los pesos de sus elementos. Esta

información se obtiene de las fórmulas del compuesto comparando el peso de cada elemento presente en un mol del

mismo con el peso total de 1 mol del compuesto.

Ejemplo: determinar la composición porcentual del fosfato de amonio (NH4)3PO4

1er. PASO.- CALCULAR EL PESO MOLECULAR.

N = 14.0 gr. X 3 = 42.0 gr.

H = 1 gr. X 12 = 12.0 gr.

P = 31.0 gr X 1 = 31.0 gr

O = 16.0 gr. X 4 = 64.0 gr.

1 mol de (NH4)3PO4 = 149.0 gr/mol.

2 do. Paso.- DETERMINAR LOS PORCENTAJES DE CADA ELEMENTO PRESENTE:

N= 149 gr. = 100 %

42 gr. = X . X = 28.2% de N

H = 149 gr. = 100 %

12 gr. = X . X = 8.1 % de H

P = 149 gr. = 100 %

31 gr. = X . X = 20.8 % de P

O = 149 gr. = 100 %

64 gr. = X . X = 42.9 % de O

La suma de los porcentajes obtenidos es = 100 %

a) SO3 d) O3 g) HNO3

b) NO e) CO2 h) H2SO4

c) NO2 f) CH2O i) H2CO3

Determina la composición porcentual de cada uno de los

elementos que integran las formulas de los siguientes

contaminantes atmosféricos y ácidos presentes en la lluvia acida

B 1 13

1.- La serotonina es un compuesto que conduce los impulsos nerviosos del cerebro. La Serotonina tiene 68. 2 % de

Carbono, 6.86 % de Hidrogeno, 15.95 % de Nitrógeno y 9.08% de oxigeno y presenta un peso molecular de 176.9 gr/mol.

Determinar la formula mínima y molecular.

Elemento Masa Peso

atómico

At- gramo Relación Nº de átomos Peso

molecular de

F. mínima

PM =

Fórmula mínima ___________________

Fórmula Molécular __________________

La formula mínima expresa la relación más simple que existe entre los átomos de los diferentes elementos de

un compuesto.

La fórmula molecular expresa la relación que existe entre los átomos de los elementos de una molécula real o

verdadera

Ejemplo

1.-Determinar la fórmula mínima y molecular de un compuesto que presenta la siguiente composición: de

carbono 33.2 % de hidrogeno 7.5 % y de oxigeno un 56.3 % con un peso molecular real de 90 gr. mol.

Elemento Masa Peso

atómico

At- gramo Relación Nº de

átomos

Peso

molecular de

F. mínima

Carbono 33.2 gr. 12.01 33.2/12.01 = 2.76 2.76/ 2.76 = 1 1 12.01

Hidrogeno 7.5 gr 1.00 7.5/ 1.00 = 7.5 7.5/ 2.76 = 2.71 3 3.00

oxigeno 56.3 gr. 16.00 56.3/ 16.00 = 3.51 3.51/2.76 = 1.27 1 16.00

PM = 31.01gr/mol

PM. real

No. moléculas = PM F. mínima FÓRMULA MÍNIMA: CH3O

90 gr./mol FÓRMULA MOLECULAR: 3 ( CH3O)

No. moléculas = 31.01 gr./mol = 2.9 = 3 FÓRMULA MOLECULAR: C3H9O3

Determina la fórmula mínima y molecular para los compuestos que

presentan la siguiente composición porcentual

B 1 14

2.- El índigo colorante usado para el color azul de los pantalones de mezclilla; se prepara usando una amida de sodio. La

amida de sodio contiene 5.71% hidrogeno, 35.9 % de nitrógeno, 58.9% de sodio. Determinar su fórmula mínima

Elemento Masa Peso

atómico

At- gramo Relación Nº de átomos

Fórmula mínima ___________________

3.-El geraniol es un componente principal del olor de las rosas y tiene la siguiente composición: carbono 77.9%, de

hidrogeno 11.9% y de oxigeno 10.4 % con un peso molecular de 160 gr/mol.

Elemento Masa Peso

atómico

At- gramo Relación Nº de átomos Peso

molecular de

F. mínima

PM =

Fórmula mínima ___________________

Fórmula Molecular__________________

4.- Se hizo un análisis de un compuesto y dio los siguientes resultados: carbono 40%, Hidrogeno 6.7 % Oxigeno 53.3% con

un peso molecular 60 gr. /mol determina la fórmula mínima y molecular.

Elemento Masa Peso

atómico

At- gramo Relación Nº de átomos Peso

molecular de

F. mínima

PM =

Fórmula mínima ___________________

Fórmula Molecular__________________

5.- Determina la fórmula mínima y molecular utilizando los datos que se dan: Magnesio 17.09%, Aluminio 37.93% y Oxigeno

44.98% con un peso molecular de 260gr/mol.

Elemento Masa Peso

atómico

At- gramo Relación Nº de átomos Peso

molecular de

F. mínima

PM =

Fórmula mínima ___________________

Fórmula Molecular___________________

B 1 15

Cuando no hay suficiente cantidad de un reactivo en una reacción química se dice que es el reactivo limitante y

cuando este se ha consumido por completo la reacción se detiene.

Reactivo limitante.- es el reactivo que se encuentra en menor proporción respecto a la estequiometria de una

reacción química y al reactivo que sobre se le conoce como reactivo en exceso:

ANALOGIAS:

Cuantos emparedados iguales puedes hacer si tienes 6 rebanadas de pan, 3 rebanadas de salchicha y 2 rebanadas de queso?

+ + =

Solo se forman 2 emparedados completos con pan, salchicha y queso

El queso es el reactivo limitante por que se encuentra en menor cantidad

A una fiesta asisten 20 hombres y 32 mujeres ¿cuantas parejas (hombre- mujer) se forman? Solo 20 parejas, ya que la cantidad de hombres limita la formaron de parejas Reactivo limitante = los hombres Reactivo en exceso = las mujeres

Una maquina expendedora de dulces requiere que deposites una moneda grande de $ 5.00 y dos monedas

chicas de $ 2.00 para obtener un chocolate. ¿ si tienes 4 monedas grandes y 6 chicas. ¿Cuantos chocolates

puedes obtener de la máquina? ¿Cuales monedas limitan que obtengas más chocolates? Represéntalo….

B 1 16

Pasos que puedes seguir para la resolución de problemas:

1.- Observar que la ecuación este bien escrita (Balanceada)

2.- Leer cuidadosamente el problema subrayando los compuestos que estén implicados en

los datos del problema.

3.- En la parte superior del compuesto escribe las cantidades de cada reactivo.

4.- Determina el peso molecular de cada uno de los compuestos subrayados y escríbelo

debajo de cada línea correspondiente.

5.- Construir una ecuación matemática que te permita llegar ala resolución del problema

(Regla de 3).

EJEMPLO:

Sabemos que en el fenómeno de la lluvia ácida, una se las sustancias que se forma es el

ácido sulfuroso (H2SO3) y la reacción que lo forma se representa en la siguiente ecuación

química:

H2O + SO2 H2SO3

-------- ------------

1.-¿Que cantidad ( en gramos) de ácido sulfuroso ( H2SO3) se formará al reaccionar 350

gramos de anhídrido sulfuroso ( SO2) con agua?

350 gr. X

H2O + SO2 ( H2SO3)

PM= 64 g/mol PM= 82g/mol

X= ( 350 gr.) ( 82 gr/mol) = 448 gr. ( H2SO3)

64 gr/mol

REACTIVO LIMITANTE:

Si 80 gramos de agua (H2O) reaccionan con 100 gramos de SO2 ¿cuántos gramos de H2SO3 se forman?

Determina quien es el reactivo limitante y cual en exceso.

80 gr. 100gr. X

H2O + SO2 H2SO3

PM= 18gr/mol PM= 64 gr./mol PM= 82gr/mol X= (100gr.) ( 82gr./mol) = 128.12 gr. H2SO3

64 gr./mol

1mol – 18 gr. 1mol—64 gr. 1mol—82 gr.

X -- 80 gr. X -- 100 gr. X -- 128.12 gr.

X= 4.44 mol H2O X= 1.56 mol SO2 X= 1.56 mol H2SO3

El reactivo limitante es el SO2 porque hay menos cantidad de moles

y el reactivo en exceso es el H2O porque hay más moles

por lo tanto se producen 128.12 gr de H2SO3

B 1 17

El misterio del estacionamiento (Parte 2)

El problema de los desmayos en el estacionamiento se

resolvió, sin mayores consecuencias, cuando el cobrador

actuó a tiempo y dejo salir a los automovilistas sin pagar.

¿Cuál fue la causa de todo?

La gasolina es una mezcla de hidrocarburos formada

principalmente por octanos (C8 H18), los cuales reaccionan

con el oxigeno cuando se lleva a cabo la combustión. Si la

cantidad de oxigeno disponible es suficiente para que

reaccionen todos los octanos se habla de una combustión

completa, en la que se producen dióxido de carbono (CO2) y

agua; si la cantidad de oxigeno es limitada, entonces se

habla de una combustión incompleta y se forman monóxido

de carbono (CO) y agua.

2 C2H18 + 25 O2 16CO2 + 18 H2O

2 C2H18 + 17 O2 16 CO + 18 H2O

1.-¿Cuántos gramos de CaO se producen al reaccionar 300 gramos CaCO3?

CaCO3 CaO + O2

2.- El compuesto SF6 se obtiene quemando azufre en una atmósfera de flúor la ecuación es:

Si se emplean 1.2 moles de azufre y 32 moles de flúor, ¿Cual es el reactivo limitante y cuanto SF se

produce?

S 8 (s) + 24 F2 (g) 8 SF 6 (g)

Resuelve los problemas que a continuación

se presentan.

B 1 18

3.-El anhídrido carbónico (CO2) es un contaminante que se forma durante la combustión de la

gasolina

(C8H18 ) Octano en un vehículo de combustión interna.

Al quemar una muesta de 900 gr. De gasolina con 15 gr. De Oxigeno en un recipiente cerrado:

2C8 H18 + 25 O2 16 CO2 + 18 H2O

a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

___________________________________

b) Gramos de CO2 que se producen : -

________________________________

c) Cantidad de gasolina que reacciona : ______________________________

d) Cantidad de gasolina que no reacciona: ____________________________

B 1 19

Después de estudiar los temas anteriores, en los cuales aprendiste a hacer cálculos

estequiometricos, podrás entender que la estequiometria juega un papel muy importante en

cualquier fenómeno o proceso que involucre reacciones químicas.

Con el misterio del estacionamiento- en la sección “sabias que?” puedes comprender como el

reactivo limitante favorece, según la cantidad en que se encuentre, la formación de una

sustancia u otra. En ese caso, la cantidad de oxigeno disponible fue la que determino la

formación de CO2 o CO a partir de la combustión de los hidrocarburos que forman parte de la

gasolina: la generación de CO resulta dañina y puede causar la muerte de organismos que

respiran oxigeno.

Por otra parte, cuando se emiten gases hacia la atmósfera, como los óxidos de azufre, se

contribuye a la contaminación ambiental, al igual que a la formación de otras sustancias que

también actúan como contaminantes, como es el caso del ozono.

En general, estos gases no solo contaminan el aire, también forman parte de reacciones

químicas que contribuyen a la contaminación del agua y suelo, por lo que se altera el equilibrio

de varios ecosistemas.

Se requiere conocer con precisión la cantidad emitida de estos gases para establecer límites

claros de la cantidad de sustancias nocivas en la atmósfera y que sea posible establecer normas

que regulen la calidad del aire. Todo esto es tarea de la estequiometria, y comprenderla nos

permite entender la normatividad ambiental desde una perspectiva más amplia.

Un ejemplo más de la importancia de la estequiometria lo tenemos en los procesos industriales

que dependen directamente de reacciones químicas. La estequiometria puede determinar, en

un momento dado, si un proceso será o no económicamente conveniente; así, la estequiometria

se convierte en una herramienta útil para definir cuales serán las materias prima(los reactivos)

que deberán usarse y los costos del proceso de acuerdo con el rendimiento real que se tenga.

No olvidemos que la cantidad de producto obtenido debe reportar la ganancia necesaria para

que un proceso sea conveniente. Asimismo, en muchos casos, la identificación del reactivo

limitante tiene una gran importancia para el aspecto económico porque, generalmente, suele ser

el reactivo de mayor costo y se busca su máximo aprovechamiento.

Por último, los cálculos estequiometricos son parte de las bases para el diseño de los equipos

empleados durante el proceso de producción, pues el material usado para la construcción de

estos equipos depende de las propiedades de los reactivos y los productos requeridos, lo cual

debe considerarse en la economía de todo el proceso. Además, cuando se consideran los

cálculos estequiometricos, se evita el desperdicio de las materias primas.

Analiza las implicaciones ecológicas, industriales y económicas

de los cálculos estequiometricos

B 1 20

Debido a la contaminación atmosférica se presenta un fenómeno llamado lluvia ácida que es la producción de diferentes ácidos en la atmosfera y precipitan en forma de lluvia provocando diversos daños en la tierra. A continuación se presenta la reacción de la producción de acido nítrico y acido nitroso por el contaminante NO2 en la atmosfera. Contesta cada uno de los incisos.

2NO2 + H2O HNO3 + HNO2

a) Cuantos átomos-gramos equivalen a 380 gr de NO2

b) Cuantos moles y que volumen hay en 565 gr de HNO3

c) Cuantas moléculas hay en 53.28 L de HNO2

d) Cual es la composición porcentual de cada uno de los elementos de HNO3

e) Cuantos gramos de HNO3 se obtienen cuando reaccionan 53 gr de NO2 con 280 gr de H2O

f) De cuadro al inciso anterior determina cual es el reactivo limitante

B 1 21

EVALUACIÓN SUMATIVA

BLOQUE I

CONOCIMIENTO 70%

DESEMPEÑO Y

PRODUCTOS 30%

NOMBRE DEL ALUMNO: GRUPO:

EXAMEN

INVESTIGACIÓN

ACTIVIDADES

CALIFICACIÓN

BLOQUE 1

FIRMA DEL PADRE

ACTIVIDAD 1

ACTIVIDAD 2

ACTIVIDAD 3

ACTIVIDAD 4

ACTIVIDAD 5

ACTIVIDAD 6

ACTIVIDAD 7

ACTIVIDAD 18

ACTIVIDAD 9