guÍas de autoaprendizaje quÍmica 11°

MINISTERIO DE EDUCACIÓN

DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO

INSTITUTO RUBIANO

GUÍAS DE AUTOAPRENDIZAJE

QUÍMICA 11°

PROFESORA RAQUEL RUIZ

PROFESOR CÉSAR MORENO

TRIMESTRE II

-2-

ÍNDICE DE CONTENIDO

Introducción…………………………………………………………………………………………… 3

Objetivos Generales…………………………………………………………………………………. 4

Competencias………………………………………………………………………………………… 4

Recomendaciones Generales……………………………………………………………………… 4

Guía de Aprendizaje # 1: Estequiometría en fórmula……………….…………………………… 5

Introducción………………………………………………………………………………………….. 6

Concepto de Mol…………………………………………………………………………………….. 6

Actividad 1……………………………………………………………………………………………. 7

Constante de Avogadro…………………………………………………………………………….. 8

Masa Molar……………………….………………………………………………………………….. 8

Actividad 2………………………..………………………………………………………………….. 9

Volumen Molar…………………...………………………………………………………………….. 9

Cálculo de Densidad…………………..……………………………………………………………. 9

Actividad 3……………………………..…………………………………………………………….. 10

Actividad 4……………..…………………………………………………………………………….. 10

Porcentaje de Composición…….………………………………………………………………….. 11

Actividad 1………..…….…………………………………………………………………................ 12

Fórmula Empírica y molecular……………………………………………………………………... 12

Actividad 1………………………………………………………..…………….……………………. 13

Autoevaluación………………………………………………………………………………………. 13

Bibliografía…………………………………………………………………………………………… 14

Guía de Aprendizaje # 2: Reacciones Químicas………………………………………………… 14

Introducción……………………………………………………………………….…………………. 16

Ecuaciones Químicas.……………………………………………………………………………… 17

Actividad 1……………………………………………………………………………………………. 18

Tipos de Reacciones………………………………………………………………………………… 18

Reacciones de Síntesis o Combinación………………………………………………………….. 19

Reacciones de Análisis o Descomposición………………………………………………………. 19

Reacciones de Desplazamiento Simple………………………………………………………….. 20

Reacciones de Desplazamiento Doble…………………………………………………………… 21

Actividad 2…………………………………………………………………………………………… 22

Ajuste de Ecuaciones Químicas: Balance……………………………………………………….. 23

Actividad 1…………………………………………………………………………………………… 26

Autoevaluación………………………………………….…………………………………………… 27

Bibliografía…………………………………………………………………………………………… 27

Guía de Aprendizaje # 3: Estequiometría en Reacciones……………………………………… 28

Introducción………………………….............…………………………………………………...... 29

Cálculos Estequiométricosde Moles………..…….……………………………………………… 30

Cálculos Estequiométricos de Masa………..…………………………………………............... 31

Cálculos Estequiométricos de Volumen…………………………………………………………. 31

Cálculos Estequiométricos de Partículas.……………………………………………………….. 31

Actividad 1……………………………………..………………………………………………….… 32

Reactivo Limitante………………………………………………………………………………… 32

Rendimiento Teórico……………………………………………………………………………… 34

Porcentaje de Rendimiento……………………………………………………………………… 34

Actividad 1…………………………………………………………………………………………. 34

Autoevaluación……………………………………………………………………………………. 35

Bibliografía…………………………………………………………………………………………. 35

3

INTRODUCCIÓN

Es un gusto para nosotros poder compartir esta guía contigo y así contribuir a tu educación y autoaprendizaje. Desde hoy y

hasta el final de este trimestre, debes dedicar 5 horas de tu semana, para adquirir estos conocimientos, desarrollar

habilidades, generar y potencializar mentalidades de nuestros tres temas principales:

Tema 1: Estequiometría en Fórmula.

En muchas situaciones de la vida cotidiana intervienen varios elementos que juntos producen un resultado distinto, según

las cantidades de cada uno. Si volvemos al ejemplo del tema 2, y a la preparación de una dosis para un paciente con una

dolencia, vemos que se relaciona directamente con cantidades específicas de sustancia químicas. Si se modificaran las

cantidades en ese caso, no se produciría los resultados deseados. La estequiometría se ocupa de los cálculos necesarios

para establecer relaciones cuantitativas de los átomos que forman una sustancia. ¿Te diste cuenta de su importancia?

Tema 2: Reacciones Químicas.

¿Te has puesto a pensar por qué un clavo se oxida, o por qué se daña la carne si queda afuera del refrigerador? O, ¿cómo

las plantas fabrican sus frutos? En esta sección podrás encontrar las respuestas a algunas situaciones de la vida cotidiana

que se relacionan con la transformación de la materia, gracias a las reacciones química.

Tema 4: Estequiometría en Reacciones.

En muchas situaciones de la vida cotidiana intervienen varios elementos que juntos producen un resultado distinto, según

las cantidades de cada uno. Si volvemos al ejemplo del tema 2, y a la preparación de una dosis para un paciente con una

dolencia, vemos que se relaciona directamente con cantidades específicas de sustancia químicas. Si se modificaran las

cantidades en ese caso, no se produciría los resultados deseados. La estequiometría se ocupa de los cálculos necesarios

para establecer relaciones cuantitativas de los átomos que forman una sustancia. ¿Te diste cuenta de su importancia?

Te aconsejamos que investigues, en libros de texto y en la web más sobre estos temas. Recuerda que depende de ti el éxito

del desarrollo de esta guía.

Por tal motivo, ¡la metodología de trabajo es la siguiente!

1. Encontrarás una explicación sobre los contenidos teóricos y referencias de los pasos que debes saber para desarrollar las

habilidades.

2. Podrás practicar los conocimientos y habilidades a medida que avanzas en la lectura, y lo mejor es que tendrás una guía

detallada de cómo hacerlo.

3. Luego de que ya practicaste, es hora de evaluar lo aprendido y de cómo fue tu proceso de aprendizaje.

1. Conoce y explora el tema.

2. Verifica tu aprendizaje.

3. Evaluación y retroalimentación.

QUERIDO ESTUDIANTE

QUERIDO ESTUDIANTE

OBJETIVOS GENERALES: 4

La educación del futuro requiere personas capaces de resolver problemas y situaciones cotidianas, es por ello que la

preparación académica juega un papel importante.

Fortalecer el aprendizaje y uso de las diferentes formas de expresión oral y escrita, con un alto grado de eficiencia.

Ampliar el desarrollo del pensamiento lógico matemático y su utilización en la resolución de problemas matemáticos en la

vida cotidiana, particularmente en sus estudios superiores.

Desarrollar las habilidades intelectuales que les permita decodificar, procesar, reconstruir y transmitir información en una

forma crítica y por diferentes medios aplicando el pensamiento creativo y la imaginación en la solución de problemas y en la

toma de decisiones que les permitan asimilar los cambios y contribuir al proceso de transformación social en diversos

órdenes.

Valorar la importancia de la educación, a lo largo de toda la vida, como medio de acceder al conocimiento y así estar en

condiciones de participar en la generación de conocimientos, en los beneficios del desarrollo científico y tecnológico desde

una perspectiva crítica asumiendo una conducta ética y moral socialmente aceptable.

COMPETENCIAS:

1. Utiliza la tecnología como herramienta de apoyo en el proceso de enseñanza aprendizaje con responsabilidad

social.

2. Demuestra capacidad permanente para obtener y aplicar nuevos conocimientos y adquirir destrezas.

3. Expresa las ideas, experiencias o sentimientos mediante diferentes medios artísticos tales como las artes que le

permiten interaccionar mejor con la sociedad.

4. Actúa responsablemente frente al impacto de los avances científicos y tecnológicos en la sociedad y el ambiente.

5. Cuestiona, reflexiona e investiga permanentemente acerca de la inserción de los conceptos matemáticos en

situaciones prácticas de la vida cotidiana.

RECOMENDACIONES GENERALES….

Para que comprendas muy bien cada guía es importante que consideres lo siguiente:

1. Dedícale unos 20 minutos de tu entera atención al comienzo de cada tema.

2. Sé constante. Organízate. Programa cinco (5) horas cada semana al desarrollo de las guías.

3. Te recomendamos que te distancies de distracciones como el celular, televisión, lugares con exceso de ruido.

4. Debes estar muy cómodo y con buena iluminación.

5. Debes tener todo lo que vas a necesitar a mano. Desde lápiz y papel, hasta la calculadora y la Tabla periódica. Así

no tendrás que estar interrumpiendo tu aprendizaje para buscar algo.

¡VAMOS A COMENZAR!

¡VAMOS A EMPEZAR!

5

MINISTERIO DE EDUCACIÓN


INSTITUTO RUBIANO

QUÍMICA

TRIMESTRE: __II__

GUÍA #1

ESTEQUIOMETRÍA EN FÓRMULA

11°



12 de octubre

6

OBJETIVO ESPECÍFICO INDICADORES DE LOGROS Aplica conceptos y procedimientos para realizar cálculos de cantidades de masa, moles y partículas a partir de símbolos y fórmulas químicas. Reconoce la importancia del dominio de la estequiometría a partir de fórmulas químicas como base para el desarrollo de otros temas.

Describe, de forma oral, y escrita, los diversos términos y conceptos relacionados con la estequiometría. Realiza cálculos estequiométricos para determinar y expresar cantidades de sustancias a partir de sus respectivas fórmulas químicas.

INTRODUCCIÓN

En muchas situaciones de la vida cotidiana intervienen varias sustancias que al mezclarse producen un resultado distinto,

según la cantidad de cada uno, por ejemplo, la consistencia y sabor del pan o dosis de medicamentos que necesita un

paciente para tratar un padecimiento.

Los átomos se combinan para formar moléculas y compuestos. Se deben combinar en las cantidades adecuadas para que

se produzcan las sustancias esperadas. El área de la Química que se dedica a estudiar las relaciones cuantitativas entre los

átomos que constituyen esas sustancias es la Estequiometría. Se ocupa de los cálculos para establecer la relación entre las

masas, los moles y los volúmenes de los reactivos y los productos que intervienen en una reacción química.

Cuando tomamos una pequeña cantidad de algún compuesto y lo pesamos en una balanza, estamos manipulando un

número enorme de átomos individuales, debido a que la masa en gramos de un átomo es sumamente pequeño. Para evitar

el problema de hacer cálculos a partir de números muy grandes o muy pequeños, se emplea una unidad, llamada Mol.

Cuando se utiliza el término mol es necesario aclarar se trata de un mol de átomos, de un mol de moléculas o de otro tipo

de partícula elemental. Así,

CONCEPTO DE MOL

6,022 × 1023 átomos = 1 mol de átomos

6,022 × 1023 moléculas = 1 mol de moléculas

GUÍA # 1

ESTEQUIOMETRÍA EN FÓRMULA

7

Para la interpretación del mol como expresión de cantidad de sustancia, consideremos los siguientes ejemplos:

La ecuación representa la formación de iones de plata e iones de cloruro:

AgCl Ag 1+ + Cl 1-

Un mol de cloruro de plata produce al disociarse en iones, un mol de Ag 1+ y un mol de Cl 1- , por consiguiente, se liberan

6,022 x 10 23 iones de plata y 6,022 x 10 23 iones cloruro.

1. Menciona 6 palabras de nuestro idioma utilizadas para expresar cantidad de cosas:

____________________________________ ____________________________________

____________________________________ ____________________________________

____________________________________ ____________________________________

1. Un auto móvil tiene 4 ruedas, 2 lámparas y 1 espejo. Un mol de auto debe tener:

_______________________________ mol de ruedas

_______________________________ mol de lámparas

_______________________________ mol de espejos

2. Un mol de patineta expresa _________ patinas, que se mueven sobre _____________ mol de ruedas.

3. La fórmula del etano es C2H6 , lo que nos lleva a pensar que:

Un mol de moléculas de C2H6 contiene _______ mol de átomos de hidrógeno y ___________ mol de átomos

de carbono.

Tres mol de moléculas de C2H6 contienen _________ mol de átomos de carbono.

El número total de moles de átomos en una muestra de 4 mol de moléculas de C2H6 es: _________________

4. En un mol de C2H2 (acetileno), podemos indicar que hay:

_________ mol de átomos de hidrógeno ______________________ átomos de hidrógeno.

_________ mol de átomos de carbono _______________________ átomos de carbono.

5. ¿Cuántos átomos de sodio hay en 0,25 mol de átomo de sodio?

6. ¿Cuántos moles de moléculas corresponden a 1,50 x 10 24 moléculas de magnesio?

EJEMPLO # 1

ACTIVIDAD # 1 Relaciona el concepto de mol con conceptos de la vida cotidiana

¿Cuántos moles átomos hay en 2 mol de átomos de un elemento?

Átomos de un elemento = 2 mol x 6, 022 x 10 23 átomos =

1 mol

= 1.20 x 10 24 átomos

¿Cuántos moles de átomos hay contenidos en 3,01 x 10 23 átomos?

Moles de un elemento = 3,01 x 10 23 átomos x ______1mol________

6, 022 x 10 23 átomos

= 0,50 mol

8

A la constante 6,022 × 1023 se le conoce como Constante de Avogadro, en honor al químico italiano Amadeo Avogadro. El número de Avogadro es un concepto de mucha utilidad en química. Por ejemplo, sirve para calcular la masa relativa de un átomo de cualquier elemento y el número de átomos o partículas presentes en una masa determinada de una sustancia dada.

Un mol de cualquier sustancia pura tiene una masa en gramos igual numéricamente a la masa atómica o a la masa molar de

la sustancia. De manera que, si consideramos cualquier elemento, la masa de un mol de átomos será igual a la masa

atómica expresada en gramos.

Un mol de un elemento es equivalente a la masa atómica de ese elemento expresada en gramos.

La masa molar en gramos de un mol de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los elementos que lo

constituyen.

EJEMPLO # 1

Primero se calcula la masa molar en la siguiente forma:

H2SO4 H : 2 x 1 = 2 g

S : 1 x 32 = 32 g

O : 4 x 16 = 64 g__

= 98 g / mol

La masa molar significa:

En un mol de ácido sulfúrico hay 98 g de ácido sulfúrico

CONSTANTE DE AVOGADRO

MASA MOLAR

Elementos Subíndices

Masa

atómica MASA MOLAR

Se suma

1. ¿Cuál es la masa de 0,10 mol de H2SO4 ?

Masa de 0,10 mol de H2SO4 = 0,10 mol de H2SO4 x _98 g_

1 mol

= 9,8 g de H2SO4

2. ¿Cuántos mol hay contenidos en 3, 05 g de H2SO4 ?

Mol de H2SO4 = 3,05 g de H2SO4 x _1 mol_

98 g

= 0,03 mol de H2SO4

1 mol H2SO4 = 98 g de H2SO4

48

Calcule la masa o los moles para cada problema, según lo solicitado.

1 El etanol tiene la fórmula C2H6O

a) Calcule su masa molar

b) ¿Cuántos gramos de etanol hay en 0,5 moles de éste?

2 Calcule los moles de hidróxido de sodio que están contenidos en 1763 g de ese compuesto.

a) Escriba la fórmula del compuesto

b) Calcule su masa molar

3 Calcule la masa en gramos contenida en 1,262 mol de permanganato de potasio.

a) Escriba la fórmula del compuesto

b) Calcule su masa molar

El volumen ocupado por un mol de una sustancia se denomina volumen molar. Se mide en litros por mol (L / mol). En el

caso de los gases, en condiciones estándares (PTN) de 0° C y 1 amt de presión, un mol de gas ocupa aproximadamente un

volumen de 22,4 L

En otras palabras, de acuerdo con el Principio de Avogadro, un mol de un gas ocupa el mismo volumen que un mol de

cualquier otro gas, si ambos se miden bajo las mismas condiciones de temperatura y presión. El conocimiento de la masa y

el volumen molar permite calcular la densidad de un gas. Para los gases: kg / m3 En el laboratorio se utiliza: g/ cm3

El conocimiento de la masa y el volumen molar permite calcular la densidad de un gas

La DENSIDAD es la cantidad de masa que existe en un volumen determinado.

ACTIVIDAD # 2

VOLUMEN MOLAR

1 mol de gas a PTN = 22,4 L

EJEMPLO

Calcule el volumen que ocupan 2,50 mol de un gas a PTN

Volumen (L) del gas = 2,50 mol x __22,4 L__

1 mol

= 56,0 L

Calcule los moles que hay en 1,75 L de un gas a PTN

Moles del gas = 1.75 L x __1 mol__

22,4 L

= 0, 08 mol

CÁLCULO DE DENSIDAD

D = masa / volumen = g / L

Calcule la densidad del gas butano, C4H10 a PTN

(masa molar 58 g/mol)

D = g / V D = ___58 g___ = 2,59 g/L

22,4 L

Recuerda el factor de conversión:

1 dm3 = 1 L

1 L = 1 000 mL

1 cm3 = 1 mL

9

10

Determina el volumen o los moles, según sea el caso que se solicite:

1. ¿Cuántos moles se encuentran en 3 L de dióxido de carbono, CO2?

2. Calcula el volumen que ocupa 1,07 mol de amoníaco NH3 a PTN.

3. Calcula la densidad del óxido hiponitroso, N2O a PTN (Recuerda que tienes que calcular la masa molar y ya sabes el

volumen de un gas a PTN)

Como los conceptos, Mol, Constante de Avogadro, Masa mola r y Volumen molar, están relacionados, también se pueden

emplear el análisis dimensional.

Convertir de A Divide entre y Multiplica por

Volumen (L) Masa (gramos ) 22,4 L Masa molar del compuesto

Volumen (L) Partículas 22.4 L 6,022 x 10 23 partículas

Masa (gramos) Volumen (L) Masa molar del compuesto 22,4 L

Masa (gramos) Partículas Masa molar del compuesto 6,022 x 10 23 partículas

Partículas (átomos, moléculas) Masa (gramos) 6,022 x 10 23 partículas Masa molar del compuesto

Partículas (átomos, moléculas) Volumen (L) 6,022 x 10 23 partículas 22.4 L

EJEMPLO #1: ¿Cuántos gramos de H2O hay en 1,55 x 10 24 átomos de H2O? Convertir de partículas a masa

Gramos de H2O = 1,55 x 10 24 átomos x _____1 mol________ x __18 g__ = 46,33 g H2O

6,022 x 10 23 átomos 1 mol

EJEMPLO #2: ¿Qué volumen hay en 3,45 g de CO2 a PTN? Convertir de masa a volumen

Volumen de CO2 = 3,45 g de CO2 x _____1 mol________ x _22,4 L__ = 1,76 L CO2

44 g de CO2 1 mol

EJEMPLO #3: ¿Cuántas moléculas de NH3 hay en 626 mL de NH3? Convertir de volumen a partículas

Moléculas de NH3 = 626 mL de NH3 x _____1 L________ x _1 mol_ x 6,022 x 10 23 moléculas = 1,68 x 10 22 moléculas

1 000 mL de NH3 22,4 L 1 mol

Realiza los siguientes cálculos, relacionados con el concepto de mol.

1. ¿Qué volumen, en L, de butano hay en 1,28 x 10 24 átomos de butano a PTN?

2. ¿Cuántos gramos de etano C2H6 hay 0,89 L de este gas?

3. ¿Cuántas moléculas de FeCl3 se encuentran en 5,01 g de esta sal?

En síntesis, el concepto de mol está relacionado con:

a) El número de átomos, molécula u otras partículas

b) La masa molar de un elemento

c) La masa molar de un compuesto

d) Volumen molar de un gas, a PTN

ACTIVIDAD #3

ACTIVIDAD # 4

6,022 x 10 23

11

A partir de las fórmulas químicas es posible obtener la composición centesimal de un compuesto químico, es decir, el

porcentaje en masa de cada elemento que forma parte de él. Esto es posible porque la fórmula indica el número de átomos

de cada elemento en el compuesto. Para calcular el porcentaje en masa de un elemento:

1. Se calcula primero la masa molar del compuesto

2. Luego, la masa debida a ese elemento se divide entre la masa molar total

3. Por último, se multiplica el resultado por 100

Calcule el porcentaje de composición del K2Cr2O7

K : 2 x 39 = 78 g % K : _ 78__ g x 100 = 26,53 %

Cr: 2 x 52 = 104 g 294 g/mol

O : 7 x 16 = _112 g_

294 g / mol % Cr: __104__ g x 100 = 35,37 %

294 g/mol

% O: __112__ g x 100 = 38,10 %

294 g/mol

Calcule el porcentaje de O en la glucosa, C6H12O6

C : 6 x 12 = 72 g % O : _ 96_ g x 100 = 53,33 %

H : 12 x 1 = 12 g 180 g/mol

O : 6 x 16 = __96 g_

180 g /mol

Calcule el porcentaje de agua en la siguiente sal hidratada: MgSO4 * 7 H2O

Mg : 1 x 39 = 78 g % H2O : _ 126__ g x 100 = 33,87 %

S : 1 x 52 = 104 g 372 g/mol

O : 4 x 16 = __64 g_

246 g / mol

PORCENTAJE DE COMPOSICIÓN

EJEMPLO #1

Los porcentajes se deben redondear a 2 decimales.

La suma de los porcentajes debe ser igual a 100 + 0,1

EJEMPLO # 2

EJEMPLO #3

H : 14 x 1 = 14 g

O : 7 x 16 = _112_ g

126 g/mol

372 g/mol

Determina la composición porcentual de lo siguiente: 12

1. Calcula el porcentaje de composición del Ácido Pícrico C6H3N3O7

2. Determina el porcentaje de composición del nitrógeno, N, en el nitrobenceno C5H5NO2

3. ¿Cuál es el porcentaje de agua en el Na2CO3 * 10 H2O ?

La composición porcentual facilita el cálculo de la composición molar de un compuesto, pero esta última sólo indica la

proporción de los átomos de cada elemento constituyente. De ahí, que la fórmula que se determina sobre la base de un

análisis químico es la fórmula más simple o empírica de un compuesto. Esta establece la relación mínima o número relativo

de moles de los diferentes átomos.

La fórmula verdadera o molecular puede calcularse si se tienen información sobre la masa molar del compuesto. Esta indica

el número exacto de átomos que compone la molécula del mismo.

La cafeína se halla en el café, té, nueces de cola; es un estimulante del sistema nervioso central y tienen una masa molar de

194,19 g/mol. Una muestra de cafeína pura contiene 49,48 % de carbono, 5,19 % de hidrógeno, 28,85 % de nitrógeno y

16,48 % de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica? Determine la fórmula molecular, si la masa molar del compuesto es

Al sumar los porcentajes se obtiene un 100,00 %; por tanto, se puede considerar que la muestra es de 100 g y que la masa

de cada elemento es igual a su porcentaje. Entonces suponemos que hay 49,48 g de C; 5,19 g de hidrógeno; 28,85 g de N y

16,48 g de O.

1. se obtiene el número de mol de cada elemento:

C: 49,48 g x _1 mol C_ = 4,12 mol C 12,01 g C

N: 28,85 g x _1 mol N_ = 2,06 mol N 14,01 g N

H: 5,19 g x _1 mol H_ = 5,15 mol H 1,008 g H

O: 16,48 g x _1 mol O_ = 1,03 mol O 16,00 g O

2. se dividen los valores entre el más pequeño obtenido y se redondea al número entero más próximo:

3. La fórmula empírica es

4. Para determinar la fórmula molecular se divide la masa molar de la F.M ( el problema te la da) entre la masa molar

de la F.E. (esa la tienes que calcular)

ACTIVIDAD # 1

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

EJEMPLO #1

C: 4,12 = 4 1.03

N: 2,06 = 2 1.03

H: 5,15 = 5 1.03

O: 1,03 = 1 1.03

4 mol de C

5 mol de H

2 mol de N

1 mol de O

C4H5N2O

(C4H5N2O)x

X = masa molar de la F.M

Masa molar de la F.E.

X = _194,19_ = 2

97,0

(C4H5N2O) 2

Masa molar de la F.E.

C4H5N2O

C: 4 x 12 = 48 g

H: 5 x 1 = 5 g

N: 2 x 14 = 28 g

O: 1 x 16 = 16 g

Masa molar

97,0 g/mol

La fórmula molecular es C8H10N4O2

Determine la fórmula empírica y la fórmula molecular. 13

Observación: si consideras que algunos de los números está muy alejado de un número entero, multiplica todos los

obtenidos por un mismo factor (por ejemplo por 2) para que todos sean números enteros. De esta manea tienes la fórmula

molecular.

1. En el laboratorio de química se efectuó un análisis elemental de una sustancias cuya composición centesimal es la

siguiente: 57,10% C; 6,20% H; 9,50% N y 27,20% O

La masa molar del compuesto es 294,10 g/mol

2. Un análisis hecho al ibuprofeno, un analgésico, muestra la siguiente composición porcentual en masa: 75,69% de

Carbono, 8,80% de Hidrógeno y 15,51% de Oxígeno. Calcule su fórmula empírica.

3. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la

siguiente composición porcentual en masa: C: 44.4%; H: 6.21%; S: 39.5%; O: 9.86%. Calcule su fórmula empírica.

4. El succinato de dibutilo es un repelente utilizado en casa para los insectos. Su composición es de 62,58% de

Carbono; 9,63% de Hidrógeno y 27,79% de Oxígeno. Si su masa molar determinado experimentalmente es de 239

g/mol, , obtenga su fórmula molecular

AUTOEVALUACIÓN DE SEGUIMENTO DE INDICACIONES: Evalúa con una cuál ha sido el seguimiento que le has dado

a las indicaciones sugeridas para lograr un mejor aprendizaje.

Características Nunca Algunas veces Casi siempre Siempre

Utilicé espacios de aprendizaje adecuados (iluminación, comodidad y silencio).

Leí con detenimiento cada concepto

Dediqué el tiempo estipulado por la guía para resolverla

Comprendí cada uno de los tema presentados en la guía

Presenté una actitud adecuada frente a mis responsabilidades académicas

Logré concretar un horario establecido para la lectura y comprensión de cada parte de esta guía didáctica.

Transferí los conocimientos a situaciones de mi entorno.

Hice las consultas pertinentes en libros o enlaces adjuntados en la guía didáctica.

Logré resolver los problemas de aplicación presentados en las actividades de cada tema.

Presenté las actividades con calidad y a tiempo.

ACTIVIDAD # 1

X

14

REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA E INFOGRÁFICA

Guillermo Garzón. Fundamentos de química general. Mc Graw Hill. Páginas 43-59,

Marcela de Arauz et al. Módulo de Química. Editorial Universitaria Panamá. Páginas 99-143

Darío Mendoza. Química 11. Editorial Susaeta. Páginas 74-140

Wilber Martínez et al. Química 11, Editorial Santillana. Páginas 62-111

Karen Timberlake. Química. Editorial Pearson. Páginas 204-258

https://www.monografias.com/trabajos87/la-estequiometria/laestequiometria.shtml

¡¡FELICIDADES!!

TERMINASTE LA

GUÍA 1

¡FABULOSO!


MINISTERIO DE EDUCACIÓN 15


INSTITUTO RUBIANO

QUÍMICA

TRIMESTRE: __II__

11°



9 DE NOVIEMBRE DE 2020

GUÍA # 2

REACCIONES QUÍMICAS

16

OBJETIVOS ESPECÍFICOS INDICADORES DE LOGROS Comprende la relación entre reacciones y ecuaciones químicas, identificando sus evidencias y los diversos tipos de reacciones químicas. Aplica el principio de conservación de la materia y diversos métodos para completar y ajustar ecuaciones químicas. Reconoce situaciones del contexto y de la vida cotidiana en las que se manifiesta diferentes tipos de reacciones químicas.

Identifica de forma gráfica y oral las partes de una ecuación química y los tipos de reacciones existentes. Completas ecuaciones químicas según los tipos de reacciones existentes y las ajusta aplicando diversos métodos de balance. Utiliza métodos sencillos para balancear ecuaciones. Reconoce la importancia de las ecuaciones químicas para la representación y comprensión de procesos biológicos, industriales, atmosféricos y otras situaciones del entorno.

GUÍA # 2

REACCIONES QUÍMICAS

Como ya hemos dicho antes, nuestro planeta y todo lo que en él habita este hecho

de diferentes tipos de sustancias químicas. Pero, además, nuestro planeta es un

laboratorio gigante donde esas sustancias químicas se mezclan, se descomponen,

se transforman y sufren una serie de cambios físicos y químicos que determinan

la vida.

¿Te has puesto a pensar que ocurre con el dióxido de carbono y el agua cuando las plantas

los absorben en presencia de sol? ¿Cómo es que cuando mezclo en la cocina polvo de

hornear y vinagre se liberan burbujas? ¿Por qué se forma oxido fácilmente en los clavos

si los dejo a la intemperie, pero no es así con los centavos y reales? ¿Cómo un antiácido

me quita el dolor de estómago? Los químicos no sólo pueden identificar si una reacción

química ha ocurrido, sino que también pueden representarla y explicarla a nivel sub

microscópico.

¡Así que vamos a entrarnos al maravilloso mundo de las Reacciones Químicas!!

¿Qué es una reacción química?

OK

17

Para empezar a hablar de las reacciones químicas, tenemos que reconocer las partes que participan en ellas.

Como te habrás dado cuenta la química tiene su propio lenguaje así que podemos representar y describir las

reacciones químicas utilizando ese lenguaje a través de ecuaciones con palabras y ecuaciones químicas. Toda

reacción química se puede expresar mediante una ecuación química donde los símbolos o fórmulas del lado

izquierdo de la flecha, separados por el signo + (más) se llaman reactivos que son las sustancias iniciales que

se combinan entre sí y los que se colocan después de la flecha se llaman productos que son las nuevas

sustancias que se forman al final de la reacción.

Objetivos:

✓ Definir el significado de termino ecuación química y su

importancia.

✓ Identificar los términos y símbolos que se utilizan en la

escritura de las ecuaciones químicas.

✓ Escribir ecuaciones Químicas en palabras.

PARTES DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA

Ejemplo: 18

6 CO2 (g) + 6 H2O (g) luz solar C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

clorofila

El número que aparece adelante de las sustancias se llama coeficiente e indica la cantidad de moles de ellas

presente en la reacción. Son productos del ajuste o balance de la ecuación.

De esta ecuación podemos derivar lo que sucede en la reacción química:

Seis moles de dióxido de carbono en estado gaseoso reaccionan con seis moles de agua en estado gaseoso

en presencia de luz solar y clorofila produciendo un mol de glucosa en estado sólido y seis moles de oxígeno

que se libera en forma de gas.

.

1. 2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g)

Formula la ecuación química que representa lo que ocurre en la reacción.

2. Un mol de cloruro cúprico acuoso reacciona con dos moles de nitrato de plata acuoso produciendo

un mol de dinitrato de cobre acuoso y dos moles de cloruro de plata que se precipita en forma

sólido.

Los Tipos de Reacciones Químicas más comunes son:

INTÉNTALO TÚ

TIPOS DE REACCIONES

QUÍMICAS

Objetivos:

✓ Identificar los tipos básicos de reacciones

químicas

✓ Predecir los productos y reactivos para cada tipo

de reacción.

Ahora que ya sabes escribir los símbolos y las fórmulas, es

fundamental que puedas identificar los diferentes tipos de reacciones

químicas. Hay muchos tipos de reacciones químicas, pero sólo vamos

a conocer las más comunes. Cada tipo de reacción que veremos tiene

un patrón especifico que nos ayuda a predecir que reactivos y qué

productos son necesarios para que las reacciones se lleven a cabo.

Síntesis o Combinación

Análisis o Descomposición Sustitución Simple

Sustitución Doble

ACTIVIDAD 1

Indica lo que ocurre en la reacción, representada en la ecuación

química Indica lo que ocurre en la reacción, representada en la

ecuación química

19

Ejemplos:

Metal + O2 (g) → Oxido Metálico 4 Fe(s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3(s)

No Metal + O2 (g) → Óxido No Metálico S (s) + O2(g) SO2(g)

Metal + No Metal → Sal Binaria 2 Na + Cl2(g) 2 NaCl (s)

Óxido Metálico + H2O → Hidróxido Metálico MgO (s) + H2O (l) Mg(OH)2(s)

Óxido No Metálico + H2O → Oxoácido SO2 (s) + H2O (l) H2SO3 (ac)

Óxido Metálico + CO2 Carbonato Metálico Na2O (s) + CO2 (g) Na2CO3 (s)

Óxido Metálico + Óxido No Metálico Oxosal Al2O3 (s) + SO3 (g) Al2(SO4)3 (s)

SABÍAS QUE…

Las reacciones químicas se dan porque ocurre un cambio químico.

Recuerda que un cambio químico es aquel que sufre la materia,

transformando su estructura interna, es decir, los átomos se re arreglan

formando nuevas sustancias diferentes a las originales.

Cuando ocurre una Reacción Química hay

algunas evidencias que se manifiestan:

1. Cambio de temperatura

2. Cambio de color

3. Cambio de olor

4. Cambio de sabor

5. Formación de precipitado

6. Liberación de gas y/o efervescencia

7. Traqueteo, estallido o ruido

8. Emisión de luz

REACCIONES DE SÍNTESIS O COMBINACIÓN La reacción de síntesis involucra la combinación química de dos o

más sustancias para formar una sola, un solo producto.

FÓRMULA GENERAL:

A + B AB

REACCIONES DE ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN La reacción de Análisis involucra la descomposición química de una

sustancia para obtener dos o más productos diferentes a la dada.

FÓRMULA GENERAL:

AB A + B Donde A y B pueden ser un elemento o un compuesto.

La descomposición puede ocurrir por efecto del calor, luz y electricidad.

Donde A y B pueden ser elementos o compuestos

La síntesis y la descomposición son procesos

contrarios. Así que, se pueden observar los

mismos ejemplos de la síntesis (pero al revés),

para la descomposición.

Ejemplos: 20

Oxido del Metal Metal + O2 2 Fe2O3(s) 4 Fe(s) + 3 O2 (g)

Oxido Metálico Metal + O2 SO2(g) S + O2(g)

Sal Binaria No Metal + O2(g) 2 NaCl (s) 2 Na + Cl2(g)

Hidróxido metálico Óxido del Metal + H2O Mg(OH)2(s) MgO (s) + H2O (l)

Oxoácido Óxido del No Metal + H2O H2SO3 (ac) SO2 (s) + H2O (l)

Carbonato Metálico Óxido Metálico + CO2 Na2CO3 (s) Na2O (s) + CO2 (g)

Oxosal Óxido Metálico + Óxido No Metálico Al2(SO4)3 (s) Al2O3 (s) + 3SO3 (g)

Hidrocarburo + O2 CO2 + H2O C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (g)

REACCIONES DE SIMPLE DESPLAZAMIENTO

O SUSTITUCIÓN

Son aquellas en que un elemento más activo desplaza a un

elemento menos activo de un compuesto. Para saber si lo puede

desplazar, es necesario utilizar la Tabla de Actividades de los

Metales o Serie Electroquímica de los Metales FÓRMULA GENERAL:

A + BC AC + B

A + BC BA + C

Donde “A” es un catión y desplaza al catión del compuesto (si es más activo)

“A” podría ser un elemento electronegativo, el cual va a reemplazar al anión.

Ejemplos:

Fe2O3 + Pb PbO2 + Fe

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

NaBr + Cl2 NaCl + Br2

HCl + Zn ZnCl2 + H2

Ni2O3 + Cr CrO3 + Ni

Al(NO3)3 + Ag No hay reacción

SERIE ELECTROQUÍMICA DE LOS METALES

Li Cs Rb K Ba Sr Ca Na La Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Sb As Bi Ag Hg Pt Au

F Cl Br I

Reactividad Decreciente

21

REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O

SUSTITUCIÓN

En aquellas en que los iones positivos y negativos

en dos compuestos intercambian sus compañeros.

FÓRMULA GENERAL:

AB + CD AD + BC

Dentro de las Reacciones de Doble Desplazamiento existen las reacciones de:

1. Neutralización: donde reaccionan una base con un ácido y da como

productos una sal y agua.

NaOH + HCl NaCl + H2O

2. Hidrólisis: donde una sal reacción con agua. Es la reacción inversa a la

neutralización.

BaSO4 + H2O Ba(OH)2 + H2SO4

3. Formación de Precipitados: Un precipitado es un sólido que se formar

como producto de una reacción. Es una sustancia insoluble y sale de la

solución.

AgNO3 + HCl HNO3 + AgCl (s)

Ejemplos:

Fe2O3 + PbCO3 Fe2(CO3 )3 + PbO

CuSO4 + Mg(NO3)2 MgSO4 + Cu(NO3)2

NaBr + HClO2 NaClO2 + HBr

HCl + Zn3(PO4)2 ZnCl2 + H3PO4

Ni2O3 + Cr(OH)6 CrO3 + Ni(OH)3

Al2(SeO3)3 + K4SiO4 Al4(SiO4)3 + K2SeO3

Para predecir la formación de un

precipitado, tienes que

aprenderte las Reglas de

Solubilidad.

Regla de solubilidad

Ahora te toca

trabajar a ti

22

N° REACTIVOS FORMA EN PRESENCIA DE PRODUCTOS TIPO DE REACCIÓN

1 NH3 Calor H2 + N2

2 CH4 + O2 CO2 + H2O

3 SO3 + H2O H2SO4

4 C6H6 + O2 CO2 + H2O

5 Pb(NO3)2 + KI KNO3 + Pb I2

6 C4H10 + O2 CO2 + H2O

7 Fe2O3 + C Fe + CO2

8 H3PO4 + NaOH Na3PO4 + H2O

9 NH4Cl + NaOH NaCl + H2O + NH3

10 Zn + HCl ZnCl2 + H2

11 HCl + CaCO3 CaCl2 + CO2 + H2O

12 MnO2 + HCl Cl2 + H2O + MnCl2

13 HgO Calor Hg + O2

14 Mg + O2 MgO

15 Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O

Reactivos Productos Tipo de reacción

Fe(OH)3 + calor →

Br2 + NaI →

NH4OH + KNO3 →

CaO + CO2 →

Bi2S3 + HCl →

Reactivos Productos Tipo de reacción

Ácido fosfórico + hidróxido de calcio

Óxido de plomo + calor

Hierro + Cloruro cúprico

Óxido de Zinc + Agua

Metano + oxígeno

ACTIVIDAD 2

Clasifica el tipo de reacción. Coloca la identificación en el espacio correspondiente.

Complete las reacciones, colocando los productos que se forman. Indique el tipo de reacción.

Formule y complete las reacciones, colocando los productos que se forman. Indique el tipo de reacción.

23

Reactivos Productos

Fe 1 Fe 2

O 2 O 3

Entonces comenzaremos a balancear el producto ya que es la fórmula más complicada.

Hay un número impar de oxígenos en los productos y un número par de oxígenos del lado de los reactivos.

Vamos a buscar un número que convierta el número impar en par. Para ello colocamos un dos al lado izquierdo

de la fórmula del producto. Tendríamos la ecuación de la siguiente manera:

Fe + O2 2 Fe2O3

AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICA:

BALANCE Objetivos:

✓ Conocer las normas para

balancear ecuaciones químicas.

✓ Balancear ecuaciones

químicas por ensayo y error. Las ecuaciones químicas deben balancearse para cumplir con la ley de

la conservación de la masa, que dice, “la cantidad de masa y energía

presente en una reacción química permanece constante antes y después

del proceso”

Balancear una ecuación es buscar que el número de átomos en el primer

miembro con los del segundo se obtenga una igualdad por lo que es

importante el uso de coeficientes, pero nunca se deberá alterar los

subíndices numéricos de las formulas o símbolos químicos.

Reglas para el Balanceo de ecuaciones químicas

¿Cómo balancear una ecuación química?

Las ecuaciones simples se pueden balancear por Ensayo y Error. Es conveniente comenzar con las moléculas

más complejas de la ecuación. Para balancear los átomos necesitas utilizar coeficientes, que como sabes son

los números que van delante de la fórmula ya que en esa posición multiplican a los átomos. Recordando que no

puedes alterar las fórmulas originales de los compuestos, ni los símbolos de los compuestos agregándoles otros

números; es decir, no puedes utilizar los números tipo subíndice. Al final de proceso de balanceo hay que

cerciorarse de que la Ecuación esté a su mínima expresión. (No debe ser divisible por otro número).

Ejemplo 1

Bien, tomando en cuenta la ecuación para balancearla al lado izquierdo de cada fórmula hay un coeficiente de

1 que por regla no se escribe ya que en química esta sobreentendido.

¿Entonces cuántos átomos tienes de cada elemento tanto en los reactivos como en los productos?

Fe + O2 Fe2O3

NO ESTÁ

AJUSTADA!

24

¿Entonces cuantos átomos tenemos tanto de los reactivos como de los productos al haberle colocado

este coeficiente?

Reactivos Productos

Fe 1 Fe 4

O 2 O 6

Como podrás notar ahora hay 6 Oxígenos, un número par (2 x 3) Seguidamente colocamos un número 3 de

coeficiente al Oxigeno que pertenece a los reactivos, esto para que tengan la misma cantidad tanto en el lado

izquierdo como en el derecho.

Fe + 3 O2 2 Fe2O3

Coeficiente Subíndice

Reactivos: coeficiente 3 x subíndice 2 = 6

Productos: Coeficiente 2 x Subíndice 3 = 6

Ahora nos hace falta balancear los átomos de hierro, pues hay un átomo a la izquierda y cuatro átomos a la derecha.

Colocamos le coeficiente 4 a la izquierda del símbolo de hierro

4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

Reactivos: coeficiente 4 x subíndice 1 = 4

Productos: Coeficiente 2 x Subíndice 2 = 4

Como último paso calculamos del lado de los reactivos un total de cuatro átomos de hierro y seis átomos de

oxígeno. Del lado de los productos hay cuatro átomos de hierro y seis de oxígeno.

Total de átomos a la izquierda = 10

Total de átomos a la derecha = 10

Cuando se llega a este punto, se cumple con la ley de la Conservación de la Masa y la ecuación es una ecuación

química balanceada.

Reactivo Productos

CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + H2O + CO2

Lo primero a realizar es contar la cantidad de átomos de ambos lados como se hizo en el ejemplo anterior

para saber si la ecuación esta balanceada.

Recuerda que el

coeficiente multiplica los

átomos de cada elemento

que tiene la fórmula.

¡Veamos!

Ejemplo 2

25

Reactivos Productos

C 3 (2 en el primer reactivo + 1 en el segundo) C 3

H 5 (4 en el primer reactivo + 1 en el segundo) H 5

O 5 (2 en el primer reactivo + 3 en el segundo) O 5

Na 1 Na 1

.

H2SO4 + BaCl2 → HCl + BaSO4

Reactivos Productos

H 2 H 1

S 1 S 1

O 4 O 4

Ba 1 Ba 1

Cl 2 Cl 1

Como la ecuación no está balanceada, hay que utilizar coeficientes. Vamos a colocar el coeficiente 2 al lado

izquierdo del HCl, para que se pueda balancear el H2SO4 que es la molécula más compleja.

H2SO4 + BaCl2 → 2 HCl + BaSO4

Ahora podemos comprobar que hay dos átomos de cloro de ambos lados y dos de hidrógeno. Así que

podemos decir que la ecuación química ya está Balanceada y se cumple la ley de conservación de la

masa.

Otra estrategia puede ser utilizar los iones poliatómicos como unidad para balancearlos. Ejemplo la

ecuación anterior el sulfato no ha cambiado así que podemos balancearlo como unidad. Quedaría como

en el cuadro propuesto un sulfato del lado izquierdo y un sulfato del lado derecho, en lugar de

separarlos en azufres y oxígenos.

Ejemplo #3

Reactivos Productos

H 2 H 1

SO4 1 SO4 1

Ba 1 Ba 1

Cl 2 Cl 1

O

¡¡La ecuación está balanceada ya!!

AHORA TE

TOCA

TRABAJAR!

26

a.) Fe + HCl FeCl3 + H2

b.) Na2O + H2O NaOH + H2

c.) Ca(OH)2 + HCl CaCl2 + H2O

d.) MgCO3 + H3PO4 Mg3(PO4)2 + CO2 + H2O

e.) Ba + O2 BaO

f.) P4O10 + H2O H3PO4

g.) Al(OH)3 Al2O3 + H2O

h.) CS2 + Cl2 CCl4 + SCl2

i.) HCl + Al(OH)3 Al2Cl3 + H2O

j.) H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + H2O

Balancea las siguientes ecuaciones en

el cuaderno

ACTIVIDAD 1

27

AUTOEVALUACIÓN

¡Grandioso ¡Felicidades!, has culminado tu proceso de aprendizaje!

Para corroborar tus logros en el aprendizaje del tema sobre Reacciones Químicas, debes completar la siguiente

rubrica, recuerda responder con absoluta sinceridad Marca con un gancho el nivel de desempeño que crees has

alcanzado hasta este momento:

Criterios Excelente Desempeño

Buen Desempeño

Regular Desempeño

Bajo Desempeño

Puedes mencionar donde se aplica las reacciones químicas

Reconoce los diferentes tipos de reacciones químicas que hay

Balanceas las ecuaciones químicas cuando la necesitan

Reconoces cuando ocurre una reacción química.

Aplica la Regla de balanceo Puedes predecir los productos de ciertas reacciones químicas según los reactivos que se te presenten

Para que tu autoevaluación sea completa debemos evaluar las siguientes actitudes que son parte importante de

tu formación como individuo y ciudadano responsable. Marca con un gancho la casilla que mejor represente tu

actitud al desarrollar esta guía.

Situación actitudinal Siempre Muchas veces

Algunas veces

Casi nunca

Mostré una actitud responsable al desarrollar las actividades presentadas

Respondí con honestidad las preguntas de la guía Dedique el tiempo necesario para presentar un buen trabajo Trabaje con criterio científico cada una de las actividades









MINISTERIO DE EDUCACIÓN 28


INSTITUTO RUBIANO

QUÍMICA

TRIMESTRE: __II__

11°



30 de noviembre de 2020

GUÍA # 3

ESTEQUIOMETRÍA EN REACCIONES

29

OBJETIVOS ESPECÍFICOS INDICADORES DE LOGROS Realiza cálculos estequiométricos de reactivos y productos a partir de ecuaciones químicas balanceadas.

Calcula cantidades de reactivos y de productos que intervienen en una reacción. Determina el reactivo limitante, el reactivo en exceso y el porcentaje de rendimiento de una reacción

INTRODUCCIÓN

La estequiometria es la determinación en una reacción química balanceada que establecerá las proporciones

entre reactivos y productos en una ecuación química. El balance en la ecuación química obedece a los principios

de conservación y los modelos atómicos de Dalton como, por ejemplo, la Ley de conservación de masa que

estipula que: la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos En este sentido, la ecuación debe tener

igual masa en ambos lados de la ecuación.

Los coeficientes estequiométricos son los números que utilizamos para asegurar que nuestra ecuación está

balanceada. Con los coeficientes estequiométricos podemos calcular razones (también llamadas relaciones), y

estas relaciones nos darán información sobre las proporciones relativas de las sustancias químicas en nuestra

reacción. Podrías encontrar que a esta proporción se le llama relación molar, factor estequiométrico o relación

estequiométrica. La relación molar se puede usar como un factor de conversión entre diferentes cantidades.

En los cálculos estequiométricos es importante seguir un orden y desarrollar cada problema revisando cada

paso, recuerde que lo primero es leer una y otra vez el problema y después revisar la reacción química que se

encuentre debidamente balanceada antes de realizar algún cálculo.

Antes de hacer los cálculos estequiométricos es necesario que sepas interpretar las ecuaciones balanceadas

GUÍA # 3

ESTEQUIOMETRÍA EN REACCIONES

ECUACIÓN BALANCEADA Y RELACIONES MOLARES

Consejo para resolver problemas:

El primer paso, y el más importante, es el mismo para todos los problemas de

estequiometría, sin importar qué estás resolviendo: ¡asegúrate de que tu

ecuación esté balanceada! Si no es así, las relaciones molares estarán

equivocadas y las respuestas no serán correctas

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

30

1 mol de N2 + 3 moles de H2 Produce 2 moles de NH3

28 g de N2 + 6 g de H2 Produce 34 g de NH3

6,022 x 10 23 moléculas de N2 + 3(6,022 x 10 23 moléculas) de H2 Produce 2(6,022 x 10 23 moléculas) de NH3

22,4 L de N2 + 3(22,4 L) de H2 Produce 2(22,4 L) de NH3

De toda la información cuantitativamente que se ha presentado hasta ahora, se puede deducir que una ecuación

química debe obedecer la “Ley de la Conservación de la Masa” de A. Lavoisier. Si esto es cierto, se pueden utilizar

relaciones molares de las sustancias que participan en la reacción para realizar los cálculos necesarios.

Establece todas las relaciones molares de la síntesis del amoníaco.

1 mol N2 3 moles H2 2 moles NH3

3 mol H2 1 mol N2 1 mol de N2

1 mol N2 3 mol H2 2 moles NH3

2 moles NH3 2 moles NH3 3 moles H2

1. ESTEQUIOMETRIA DE CÁLCULO DE MOLES

EJEMPLO Considera la ecuación balanceada de la formación del amoníaco

N2 + 3 H2 2 NH3

EJEMPLO 1 ¿Cuántos moles de O2 se formará a partir de 1,65 moles de KClO3?

KClO3 → KCl + O2

Primer paso: Balancear la reacción

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

Segundo paso: Realizar la estequiometria a partir de los datos y de la ecuación balanceada

2 moles KClO3 3 mol O2

3 mol O2 2 mol de KClO3

1,65 moles KClO3 (3 moles O2) = 2,48 mol de O2

2 moles KClO3

Ten siempre a

mano, la

calculadora y la

Tabla periódica

Observa cómo se

usa la relación

molar, como factor

de conversión

Utiliza la razón molar que relacione las 2

sustancias involucradas

2. ESTEQUIOMETRIA DE CÁLCULO DE MASA 31

Primero se buscan las masas molares de los compuestos.

KClO3 KCl

K 1 X 39 = 39 g

Cl 1 X 35,5 = 35,5 g

O 3 x 16 = 48 g

= 122 ,5 g/mol

2,41 g KClO3 x 1 mol KClO3 x 2 mol KCl x 74,5 g KCl = 1,46 g KCl

122,5 g KClO3 2 mol KClO3 1 mol KCl

3. ESTEQUIOMETRIA DE CÁLCULO DE VOLUMEN

4. ESTEQUIOMETRIA DE CÁLCULO DE PARTÍCULAS

2,04 L O2 x 1 mol O2 x 2 mol KClO3 x 6,022 X1023 átomos KClO3 = 2,56X1022 átomos KClO3

32g O2 3 mol O2 1 mol KClO3

EJEMPLO 2 ¿Cuántos gramos de KClO3 se necesitan para producir 2,41 g de KCl?

K 1 X 39 = 39 g

Cl 1 X 35,5 = 35,5 g

= 74,5 g/mol

Relación

molar

EJEMPLO 3 ¿Qué volumen de O2 se liberan a partir de 1,78 g de KClO3?

Masa molar

del KClO3 =

122,5 g/mol

1,78 g KClO3 x 1 mol KClO3 x 3 mol O2 x 22,4 L O2 = 0,49 L O2

122,5 g KClO3 2 mol KClO3 1 mol O2

EJEMPLO 4 ¿Cuántos átomos de KClO3 hay 2,04 L de O2?

Masa molar del

O2 = 32 g/mol

32

1. La reacción del hierro con el oxígeno produce dióxido de hierro (III) según la siguiente reacción:

Fe + O2 → Fe2O3

a) Balancee la reacción química

b) ¿Cuántos moles de Fe2O3 a partir de 2?75 moles de Fe?

2. La reacción del C3H8 con el oxígeno produce dióxido de carbono y H2O según la siguiente reacción: C3H8 + O2 → CO2 + H2O


b) ¿Cuántos gramos de O2 a partir de 250 gramos de C3H8?

3. La reacción del C2H6 con el oxígeno produce dióxido de carbono y H2O según la siguiente reacción: C2H6 + O2 → CO2 + H2O


b) ¿Cuántos litros se pueden obtener en condiciones normales de O2 a partir de 250 g de C2H6?

4. La reacción del NaOH con el H2SO4 produce sulfato de sodio y H2O según la siguiente reacción: NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O f) Balancee la reacción química

g) ¿Cuántas moléculas de agua se pueden obtener a partir de 150 g de H2SO4?

Es un acertijo clásico: tenemos cinco salchichas y cuatro panes. ¿Cuántos hot dog podemos hacer?

Suponiendo que las salchichas y los panes se combinan en una tasa de uno a uno, estaremos limitados por el

número de panes porque es lo que se nos va a acabar primero. En esta situación poco ideal llamaríamos a los

panes el reactivo limitante.

ACTIVIDAD 1 Resuelve los problemas estequiométricos en reacciones

REACTIVO LIMITANTE

En una reacción química, el reactivo limitante es el reactivo que determina cuánto producto se va a obtener. A

veces decimos que los otros reactivos están en exceso porque va a sobrar algo cuando el reactivo limitante se

haya utilizado por completo. La cantidad máxima de producto que se puede producir se llama el rendimiento

teórico. En el caso de las salchichas y los panes, nuestro rendimiento teórico son los cuatro perritos calientes

completos, puesto que tenemos cuatro salchichas. ¡Pero ya es suficiente de perritos calientes! En el siguiente

ejemplo vamos a identificar el reactivo limitante y vamos a calcular el rendimiento teórico de una reacción

química real.

Consejo para resolver el problema: el primer paso y el más importante para hacer cualquier cálculo de

estequiometría —como encontrar el reactivo limitante o el rendimiento teórico— es empezar con una ecuación

balanceada. Como nuestros cálculos utilizan proporciones basadas en los coeficientes estequiométricos,

nuestras respuestas serán incorrectas si los coeficientes no están bien.

En la siguiente reacción, ¿cuál es el reactivo limitante si empezamos con 2.80g de Al y 4.25g de Cl2?

2Al(s) + 3Cl2(g) 2AlCl3(s)

Primero revisemos si nuestra reacción está balanceada.

Paso 1: Convertir las cantidades a moles.

Podemos convertir las masas de Al y Cl2 a moles usando las masas molares:

2,80 g Al x 1 mol Al = 0,1037 mol Al 4,25 g Cl2 x 1 mol Cl2 = 0,0598 mol Cl2

27 g Al 71 g Cl2

Paso 2: Encontrar los moles requeridos.

Mol de Al = 0.0598 mol Cl2 x 2 mol Al = 0,0399 mol Al

3mol Cl2

Mol de Cl2 = 0,1037 mol Al x 3 mol Cl2 = 0,1556 mol Cl2

2 mol Al

EJEMPLO 1 Encontrar el reactivo limitante

Reactivos Productos

Al 2 Al 2

Cl 6 Cl 6

Está

balanceada

Se tienen 0,0598 mol de Cl2 y se necesitan 0,1556 mol

para reaccionar (no están presente).

Se tienen 0,1037 mol de Al y se necesitan 0,0399 mol

para reaccionar (sí están presente).

Reactivos Se producen Se requieren

Al 0,1037 mol 0,0399 mol Exceso

Cl2 0,0598 mol 0,1556 mol Limitante

Se utilizan las

relaciones

molares

33

34

Ahora que sabemos cuál es el reactivo limitante, podemos usar esa información para contestar la siguiente pregunta:

¿Cuál es el rendimiento teórico de AlCl3 que puede producir la reacción cuando empezamos con 4.25 g de Cl2

nuestro reactivo limitante? Calcule el porcentaje de rendimiento, si realmente se obtuvo 4,07 g de AlCl3.

Primero se tiene que calcular el Rendimiento Teórico a partir del Reactivo Limitante.

4.25 g Cl2 x 1 mol Cl2 x 2 mol AlCl3 x 133,5 g AlCl3 = 5,32 g AlCl3

71 g Cl2 3 mol Cl2 1 mol AlCl3

El rendimiento teórico es la máxima cantidad de producto que podemos esperar obtener de una reacción

basándonos en la cantidad de reactivo limitante. En la práctica, sin embargo, es difícil que los químicos obtengan

el rendimiento máximo por varias razones. Cuando se realiza una reacción en el laboratorio se puede perder algo

del producto durante la purificación o los pasos de aislamiento.

Cuando un químico lleva a cabo una reacción o un proceso químico, la mayoría de la veces la cantidad de

producto que calcula no es la que obtiene, sino una cantidad menor. Esto se debe a factores como reacciones

incompletas, el proceso de purificación, reacciones secundarias, derrames involuntarios de las sustancias,

cambio de temperaturas, entre otros.

Para determinar cuan exitoso ha sido el proceso se mide el porcentaje de rendimiento.

Rendimiento porcentual = Rendimiento real__ x 100%

Rendimiento teórico

% Rendimiento de AlCl3 = 4,07 g x 100 = 76,50%

5,32 g

1. Calcule las siguientes cantidades usando la ecuación: C4H10 + O2 CO2 + H2O

a. Balancea la ecuación

b. Moles de C4H10 necesarios para reaccionar con 0,325 g de O2

c. Moléculas de O2 requeridas para reaccionar con 0,10 mol de C4H10

d. Moles de agua que se forman cuando se obtienen 100 g de CO2

e. Volumen de CO2 producido por la reacción de 6,00 L de O2 a PTN

f. La masa de agua que se forma a partir de 50 g de C4H10

g. Átomos de CO2 que se forman a partir de 50 L de C4H10

2. La siguiente reacción procede como se indica: Fe2O3 + H2 Fe + H2O

Si se mezclan 10 g de Fe2O3 y 10 g H2, determine:

a. Balance c. La masa de Fe que se produce

b. Reactivo limitante y en exceso d. % de rendimiento, si realmente se producen 6,73 g de Fe

RENDIMIENTO TEÓRICO

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

ACTIVIDAD 1

Para que tu autoevaluación sea completa debemos evaluar las siguientes actitudes que son parte importante de

tu formación como individuo y ciudadano responsable. Marca con un gancho la casilla que mejor represente tu

actitud al desarrollar esta guía.

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Algunas veces

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¡FELICIDADES!

HAS CULMINADO

TU PROCESO DE

APRENDIZAJE DE

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35

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