333333

del Docente
Guía Didáctica
3
er
Año de
Educación
Media
a
c
i
m
í
u
Q
Israel Romero Rivas
Licenciado y Pedagogo en Educación
Química y Ciencias Naturales
Edición Especial para el Ministerio de Educación.
Prohibida su Comercialización año 2012
Datos de catalogación
Química 3er Año de Educación Media
Guía Didáctica del Docente
1ª Edición
Pearson Educación de Chile Ltda. 2012
ISBN: 978-956-343-178-0
Formato: 21 x 27 cm
Páginas: 96
Química 3er Año Medio
Guía Didáctica del Docente
El proyecto didáctico Química 3er Año Medio es una obra colectiva creada por encargo para la editorial Pearson Educación de Chile, por
un equipo de profesionales en distintas áreas, que trabajaron siguiendo los lineamientos y estructuras establecidos por el departamento
pedagógico de Pearson Educación.
Especialistas en Química responsables de los contenidos y su revisión técnico-pedagógica:
Obra original: Israel Romero
Revisión didáctica: Marcela Escobar
Edición y Arte
Gerente Editorial Escolar América Latina: Clara Andrade
Gerente Editorial: Cynthia Díaz
Edición: Pamela Raffo
e-mail: [email protected]
Corrección de estilo: Juan Manuel Silva
Diseño: Equipo Editorial
Diagramación: María Isabel Olivera
Documentación: Daniela Gutiérrez
Bancos fotográficos: © Latin Stock; Science Photo Library; Corbis.
PRIMERA EDICIÓN, 2012
D.R. © 2012 por Pearson Educación de Chile Ltda.
José Ananías 505
Macul
Santiago de Chile
Nº de registro propiedad intelectual: 208 693
Número de inscripción ISBN: 978-956-343-178-0
“Se terminó de imprimir esta 1ª edición de 2.800 ejemplares, en el mes de noviembre del año 2011.”
Impreso en Chile por RR Donnelley.
Reservados todos los derechos. Ni la totalidad ni parte de esta publicación pueden reproducirse, registrarse o transmitirse, por un sistema
de recuperación de información en ninguna forma ni por ningún medio, sea electrónico, mecánico, fotoquímico, magnético o electroóptico, por fotocopia, grabación o cualquier otro, sin permiso previo por escrito del editor.
Índice
Introducción ................................................................................ 5
Estructura de la Guía del Docente .................................................... 5
Unidad 1 Reactividad química y termodinámica...................... 6
Presentación de la unidad .............................................................. 6
Propuesta de planificación.............................................................. 7
Capítulo 1 Reactividad química ....................................................10
Red conceptual del capítulo ...........................................................10
Estrategias pedagógicas e información complementaria ......................10
Sugerencias metodológicas ...........................................................10
Recursos disponibles en internet ....................................................11
Actividades complementarias .......................................................12
Evaluación de síntesis .................................................................16
Criterios de evaluación e indicadores .............................................18
Solucionario ..............................................................................18
Capítulo 2 Termodinámica ...........................................................19
Red conceptual del capítulo ...........................................................19
Estrategias pedagógicas e información complementaria ......................19
Sugerencias metodológicas ...........................................................21
Recursos disponibles en internet ....................................................24
Actividades complementarias .......................................................24
Evaluación de síntesis .................................................................26
Criterios de evaluación e indicadores .............................................27
Solucionario ..............................................................................29
Capítulo 3 Espontaneidad química ...............................................30
Red conceptual del capítulo ...........................................................30
Estrategias pedagógicas e información complementaria ......................30
Sugerencias metodológicas ...........................................................31
Recursos disponibles en internet ....................................................34
Actividades complementarias .......................................................34
Evaluación de síntesis .................................................................35
Criterios de evaluación e indicadores .............................................36
Solucionario ..............................................................................38
Capítulo 4 El equilibrio químico....................................................39
Red conceptual del capítulo ...........................................................39
Estrategias pedagógicas e información complementaria ......................39
Sugerencias metodológicas ...........................................................40
Recursos disponibles en internet ....................................................43
Actividades complementarias .......................................................44
Evaluación de síntesis .................................................................46
Criterios de evaluación e indicadores .............................................48
Solucionario ..............................................................................51
3
Unidad 2 Reacciones ácido-base y redox ...............................53
Presentación de la unidad .............................................................53
Propuesta de planificación.............................................................54
Capítulo 5 Equilibrios ácido-base .................................................56
Red conceptual del capítulo ...........................................................56
Estrategias pedagógicas e información complementaria ......................56
Sugerencias metodológicas ...........................................................57
Recursos disponibles en internet ....................................................59
Actividades complementarias .......................................................60
Evaluación de síntesis .................................................................62
Criterios de evaluación e indicadores .............................................64
Solucionario ..............................................................................66
Capítulo 6 Reacciones de óxido-reducción y electroquímica ............68
Red conceptual del capítulo ...........................................................68
Estrategias pedagógicas e información complementaria ......................68
Sugerencias metodológicas ...........................................................68
Recursos disponibles en internet ....................................................71
Actividades complementarias .......................................................72
Evaluación de síntesis .................................................................73
Criterios de evaluación e indicadores .............................................75
Solucionario ..............................................................................76
Unidad 3 Cinética química .....................................................77
Presentación de la unidad .............................................................77
Propuesta de planificación.............................................................78
Capítulo 7 Velocidad de reacción .................................................79
Red conceptual del capítulo ...........................................................79
Estrategias pedagógicas e información complementaria ......................79
Sugerencias metodológicas ...........................................................79
Recursos disponibles en internet ....................................................80
Actividades complementarias .......................................................81
Evaluación de síntesis .................................................................82
Criterios de evaluación e indicadores .............................................83
Solucionario ..............................................................................84
Unidad 4 Reactividad en química orgánica ............................85
Presentación de la unidad .............................................................85
Propuesta de planificación.............................................................86
Capítulo 8 Moléculas orgánicas y reactividad ................................87
Red conceptual del capítulo ...........................................................87
Estrategias pedagógicas e información complementaria ......................87
Sugerencias metodológicas ...........................................................88
Recursos disponibles en internet ....................................................88
Actividades complementarias .......................................................89
Evaluación de síntesis .................................................................90
Criterios de evaluación e indicadores .............................................92
Solucionario ..............................................................................92
Apéndice - Seguridad en las ciencias ..............................................93
Bibliografía .................................................................................95
4
Introducción
L
a Guía Didáctica del Docente es un material de
apoyo complementario al Texto del Estudiante Química 3er Año de Educación Media que utilizarán las
y los alumnos. Esta guía se concibe para contribuir al
trabajo docente con un marco referencial y con bases
en la didáctica de las ciencias, lo que promueve a los
aprendizajes significativos de los contenidos mínimos
obligatorios, además del logro de las competencias
definidas por el Ministerio de Educación en el Decreto
Supremo 220.
En este contexto, la enseñanza de las ciencias químicas
se centra en esquemas globales que permitan unificar
los campos interdisciplinarios que resulten de la asociación entre la indagación y el desarrollo personal de la
o el alumno. Por consiguiente, la guía para el profesor
es una referencia que contextualiza los aspectos teóricos de los diversos tópicos a desarrollar en este nivel
de aprendizaje, entregando propuestas metodológicas
que están acordes a los estilos de aprendizajes y dan
respuestas a las nuevas exigencias educacionales.
En el presente Texto del Estudiante se han considerado
principalmente aquellos aspectos que son fundamentales para el sector de Química. Por ello, destacamos
que lo desarrollado aquí está basado en nuestra propia experiencia docente y sus reflexiones derivadas,
así como investigación y teoría pedagógica.
Es relevante crear situaciones interesantes y productivas que aprovechen el tiempo en forma efectiva. Para
lograr que los alumnos participen activamente en las
actividades de la clase, el profesor tiene que involucrarse en lo que está enseñando y explicitar los objetivos
de aprendizaje y los procedimientos para el desarrollo
de las actividades. Esto significa poner en práctica una
estructura clara de inicio, desarrollo y cierre.
Por otra parte, el aprovechamiento pedagógico tiene
relación con la capacidad de planificar en función de
la realidad y del diagnóstico de los estudiantes, saber distribuir adecuadamente a los alumnos en la sala,
identificar claramente a los alumnos que tiene problemas de aprendizaje y saber cuáles son estos problemas para actuar en consecuencia.
No podemos pasar por alto la evaluación. La evaluación para el aprendizaje es parte de la perspectiva de la
educación, que considera que la enseñanza y aprendizaje de conceptos y habilidades está indisolublemente unido a la evaluación. De este modo, la evaluación
es parte del aprendizaje, en cuanto lo retroalimenta y
sirve para entender los avances de los estudiantes.
Este concepto no implica solamente la idea de evaluar
al inicio, en la mitad, o al final de un proceso, como algunos educadores lo han interpretado. La evaluación
para el aprendizaje, en el caso de los alumnos, es más
que evaluar en momentos marcados del proceso, es
considerarla como un referente de su propio proceso
de aprendizaje.
Estructura de la Guía Didáctica del
Docente
Esta Guía Didáctica está diseñada siguiendo la estructura del Texto del Estudiante, es decir, se distribuye en
cuatro unidades siguiendo una secuencia lógica donde
se estudia primero el enfoque estequiométrico, termodinámico y cinético de la química, y se concluye con
una introducción a la reactividad en química orgánica.
De esta manera, se facilita el trabajo de la o el docente
mediante la presentación de planificaciones aplicando
en cada caso la metodología indagatoria. Se completa
el apoyo didáctico de cada capítulo con un listado de
objetivos a alcanzar, habilidades a desarrollar por las y
los estudiantes y las sugerencias metodológicas que
se han recogido a partir de la experiencia en aula, para
compartirlas con colegas del área en beneficio de las
y los alumnos.
La Guía Didáctica ofrece información complementaria a
los temas tratados en el Texto del Estudiante y sugerencias metodológicas a las actividades propuestas en el
libro del alumno, indicando en los momentos precisos
dificultades y/o errores que ellos pudieran cometer y
mencionando consejos para abordarlos y clarificarlos.
También se incluyen diversas Actividades complementarias, cuyo uso es indicado con precisión dentro
del relato de la Guía Didáctica. Además, están acompañadas de Criterios e indicadores de evaluación que
le permitirán al docente calibrar los avances o necesidades que presenten sus alumnos.
Encontrará también sugerencias de páginas de internet que le servirán para ocuparlas en la sala de clases,
o bien para profundizar contenidos, encontrar actividades y recursos en general.
Finalmente, encontrará disponible en esta Guía una
evaluación fotocopiable para cada capítulo acompañada de su solucionario y criterio e indicador de evaluación.
5
UNIDAD
1
Reactividad química y termodinámica
• Presentación de la unidad
Unidad 1
Reactividad química y termodinámica
Capítulo 1
Reactividad química
Capítulo 2
Termodinámica
Capítulo 3
Espontaneidad química
Capítulo 4
El equilibrio químico
6
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
UNIDAD 1
• Propuesta de planificación
Reactividad química y termodinámica
Capítulo
Contenidos
1. Reactividad
química
Tipos de reacciones
• Reconocer algunos patrones
químicas:
comunes de reactividad
- Reacciones de combiquímica.
nación –reacciones de
descomposición
- Reacciones de combustión
Ajuste de ecuaciones
químicas por el método
algebraico
2. Termoquímica Naturaleza de la energía
- Energía cinética y
energía potencial
- Unidades de energía
- Sistemas y entorno
- Transferencia de energía, trabajo y calor
Primera Ley de la Termodinámica
- Energía interna
- Relación entre calor y
trabajo
- Procesos endotérmicos
y exotérmicos
- Funciones de estado
- Entalpía
- Entalpías de reacción
Calorimetría
- Capacidad calorífica y
calor específico
- Ley de Hess
- Entalpías de formación
- Empleo de entalpías de
formación para calcular
entalpías de reacción
Aprendizajes esperados
Tiempos
estimados
Indicadores de evaluación
1 semana
- Reconoce los patrones comunes de reactividad química.
- Identifica los diferentes tipos
de reacciones químicas.
- Diferencia los distintos tipos
de reacciones químicas.
- Ajusta ecuaciones químicas
usando el método algebraico.
- Valora el trabajo experimental
como una herramienta clave
del conocimiento de mundo
que nos rodea.
3 semana
• Analizar la naturaleza de la
energía y las formas que
adopta, principalmente la
energía cinética, potencial,
térmica y química.
• Reconocer las distintas unidades de energía y realizar las
transformaciones correspondientes entre ellas.
• Reconocer que la energía se
puede convertir de una forma
a otra.
• Relacionar los conceptos de
energía y trabajo.
• Estudiar la Primera Ley de la
Termodinámica y reconocer
conceptos como Universo,
entorno y sistema.
• Reconocer el concepto de
entalpía como una función de
estado utilizada para medir
la energía térmica que un
sistema gana o pierde en un
proceso.
• Establecer valores estándar
para los cambios de entalpía
en las reacciones químicas
y cómo usarlos para calcular
valores de ∆H para reacciones que no podemos estudiar
experimentalmente.
- Identifica la naturaleza de
la energía y las formas que
adopta.
- Diferencia las formas que
adopta la energía cinética,
potencial, térmica y química.
- Identifica las distintas unidades de energía.
- Transforma unidades de
energía.
- Reconoce que la energía se
puede convertir de una forma
a otra.
- Asocia los conceptos de
energía y trabajo.
- Haciendo uso de la Primera
Ley de la Termodinámica
reconoce los conceptos universo, entorno y sistema.
- Haciendo uso del concepto
entalpía indica si un sistema
gana o pierde energía.
- Utiliza valores estándar para
determinar los cambios de
entalpía en las reacciones.
- Utiliza los valores estándar
para calcular valores de
entalpía en reacciones que
no pueden ser estudiadas
experimentalmente.
• Identificar y aplicar el método
algebraico en el balance de
ecuaciones químicas.
• Reconocer el trabajo experimental como una herramienta
clave en la construcción del
conocimiento del mundo que
nos rodea.
(Continúa al reverso)
Propuesta de planificación
7
Capítulo
Contenidos
Aprendizajes esperados
Tiempos
estimados
Indicadores de evaluación
3. Espontaneidad
química
4 semanas
• Analizar el concepto de espontaneidad de los procesos
como elemento direccional en
la naturaleza.
• Reconocer una nueva función
termodinámica, la entropía,
como una variable de estado
que se puede concebir como
una medida de aleatoriedad
de un sistema.
• Analizar la Segunda Ley de la
Termodinámica reconociendo
que en todo proceso espontáneo la entropía neta del
universo aumenta.
• Analizar desde el punto de
vista molecular la entropía de
un proceso, y calcular entropías de sustancias puras.
• Analizar los cambios entrópicos de algunas reacciones
químicas.
• Reconocer que la energía libre
de Gibbs es una medida de lo
alejado que está un sistema
respecto del equilibrio, y mide
la cantidad máxima de trabajo
útil que se puede obtener de
un proceso particular.
• Analizar la relación que existe
entre la energía libre y la
espontaneidad de algunos
equilibrios químicos.
Diferencia procesos reversibles
de irreversibles.
- Determina la espontaneidad de
un proceso en función de su
direccionalidad.
- Concibe la entropía como una
variable de estado que mide
la aleatoriedad de un sistema.
- Compara el estado de entropía
final con el inicial de un sistema, reconociendo que cuando
un proceso es espontáneo la
entropía aumenta
- Explica la Segunda Ley de la
Termodinámica en función de
la entropía.
- Asocia los cambios a nivel
molecular con los cambios
de entropía para explicar la
entropía de un proceso.
- Calcula la entropía de sustancias puras.
- Interpreta los cambios entrópicos de reacciones químicas.
- Reconoce a la energía libre
como una medida de lo alejado que esta del estado de
equilibrio al analizar procesos
y fenómenos.
- Relaciona la energía libre con
la espontaneidad de algunos
procesos a través de la interpretación del significado de
los signos de la variación de
entalpía y de la variación de
entropía por la temperatura.
- Analiza procesos naturales y
experimentales relacionando
la energía libre y la
espontaneidad.
4. Equilibrio
químico
• Identificar el concepto de
4 semanas
equilibrio químico y su carácter dinámico.
• Escribir las expresiones de
la constante de equilibrio en
reacciones homogéneas y
heterogéneas.
• Interpretar la magnitud de la
constante de equilibrio y su
relación con el sentido de una
reacción química.
• Analizar la forma en que la
energía libre de una reacción
permite calcular la constante
de equilibrio de un proceso.
Explica el concepto de equilibrio dinámico y su carácter
dinámico.
- Expresa la constante de
equilibrio en reacciones
homogéneas y heterogéneas,
considerando los coeficientes estequiométricos y los
estados de las sustancias
participantes.
- Explica el significado de la
magnitud de la constante de
equilibrio.
8
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
UNIDAD 1
Capítulo
Contenidos
Aprendizajes esperados
• Realizar cálculos de constantes de equilibrio para
diferentes sistemas químicos.
• Analizar el principio de Le
Châtelier y cómo las condiciones externas pueden perturbar un equilibrio químico.
• Prever el desplazamiento
de un equilibrio químico en
sistemas químicos cotidianos,
al modificar algunas variables
Tiempos
estimados
Indicadores de evaluación
- Establece relaciones entre
el valor de la constante de
equilibrio y el sentido de una
reacción química.
- Explica cómo se puede calcular la constante de equilibrio
de un proceso conociendo la
energía libre.
- Calcula la constante de equilibrio utilizando la energía libre.
- Explica la relación entre la
energía libre y la constante de
equilibrio de un proceso.
- Plantea la expresión de la
constante de equilibrio.
- Reemplaza los datos en la expresión de la constante para
calcular la constante.
- Interpreta gráficos donde se
evidencia el principio de Le
Châtelier.
- Explica cómo se podría alterar
el equilibrio en algunos procesos químicos.
- Aplica el principio de Le
Châtelier para explicar el
desplazamiento del estado de
equilibrio.
- Predice las consecuencias
que tendrá la modificación de
variables como: concentración, presión o temperatura
en el equilibrio de un sistema
químico.
Propuesta de planificación
9
Capítulo
1
Reactividad química
Red conceptual del capítulo
Patrones de reactividad
química
Tipos de reacciones
químicas
Reacciones de
combinación
Reacciones de
descomposición
Reacciones de
combustión
Ajuste de ecuaciones
químicas
Método por ensayo y error
Estrategias pedagógicas e
información complementaria
• Al iniciar el capítulo, a modo de motivación, es
recomendable que se les muestre a los alumnos
imágenes de una serie de procesos con los que están familiarizados para que ellos descubran cuáles
de ellos corresponden a reacciones químicas y las
puedan caracterizar trayendo a la mente contenidos tratados en cursos anteriores. Esto motivará el
desarrollo de la actividad de Activa tu mente. Las
imágenes para mostrar pueden ser: la fotosíntesis,
la oxidación de metales, una fogata, el motor de un
automóvil, una pila, etcétera.
• Cuando se les enseña a los alumnos el ajuste de
ecuaciones por el método algebraico, es necesario
comunicarse con el docente de matemática si se
detecta alguna deficiencia en el despeje de ecuaciones para que refuerce con los estudiantes esa
habilidad, ya que, si ellos no tienen un buen manejo
de tal habilidad, podría dificultarse el uso de este
método para ajustar ecuaciones y lo eludan. También es recomendable que sea el docente de matemática quien lo aborde porque muchas veces el
lenguaje matemático que ellos manejan no es igual
al de los profesores de química para explicar cómo
se despeja una ecuación, lo que podría confundir a
los estudiantes, más que ayudarlos. Sin embargo,
10
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
Método algebraico
se debe tener en cuenta que es el alumno el que
finalmente elige qué método utilizará para ajustar
las ecuaciones, si es el de ensayo y error, conocido
como método del tanteo, o el método algebraico.
Sugerencias metodológicas
Activa tu mente página 11
Previo al desarrollo de esta actividad resulta conveniente, mediante lluvia de ideas, comentar con los alumnos
lo que es observar, dejando claro que no consiste solo
en mirar, sino que en utilizar todos los sentidos que sea
posible, dependiendo del tipo de actividad.
El desarrollo de esta actividad experimental permitirá a
los estudiantes poner en práctica habilidades científicas
como: observar, describir, identificar, predecir. Además
tendrán que recordar contenidos tratados en cursos anteriores como: el planteamiento de una ecuación química y nomenclatura de compuestos inorgánicos.
El profesor o profesora podrá detectar los conocimientos previos de los estudiantes y algunas habilidades
científicas. Conviene que esta actividad se desarrolle
en forma grupal para que los estudiantes puedan intercambiar y complementar sus ideas al responder las
preguntas planteadas, lo que enriquecerá el trabajo al
hacerlo en forma colaborativa. Además será la oportunidad para que el docente observe cómo se desempeñan
UNIDAD 1
los estudiantes en un trabajo grupal, lo que le servirá
para tomar decisiones acerca de la forma de trabajo
en actividades futuras.
metales y de las propiedades que ellos tienen por su ubicación en dicha tabla. Esto requiere que los estudiantes
utilicen conceptos tratados en el curso anterior.
Actividad inicial página 12
Es importante que el docente vaya fortaleciendo la autonomía de los estudiantes al darles la oportunidad de
investigar para dar respuesta a las interrogantes planteadas.
Esta actividad debe ser desarrollada por los estudiantes en forma individual y luego se pueden revisar las
respuestas en forma grupal para que comparen sus
respuestas y discutan cuál es la más correcta.
Ponte a prueba página 16
En esta actividad, en la pregunta 1, detectará si los
estudiantes son capaces de identificar sustancias ácidas, básicas y sales, contenidos tratados el año anterior. Para responder correctamente esta pregunta el
alumno debe recordar que las sustancias ácidas tienen en su estructura hidrógeno, como es el caso de la
sustancia A; para identificar una base puede recordar
la definición de base de Arrenhius, que define las bases como sustancias que al disociarse generan iones
OH (hidroxilo), requisito que cumple la sustancia; y en
el caso de las sales, estas solo corresponden a sales
ternarias, cuya estructura contiene un elemento metálico, un no metal y oxígeno.
Para desarrollar esta actividad se requiere que el alumno
maneje el ajuste de ecuaciones y que sea capaz de discriminar entre una reacción de descomposición y una de
combinación. Si algún alumno no tiene clara la diferencia, entonces puede hacer la analogía de lo que significan estos términos en el lenguaje común. En el caso de
las reacciones de descomposición, asociarlo con desglosar, separar, dividir en partes, haciendo también presente al alumno que en este tipo de reacciones existirá
una sola sustancia como reactante y en los productos
se generarán dos o más sustancias al descomponer la
primera, lo que puede ser representado como:
Si detecta muchos errores en la clasificación de estas
sustancias, entonces realice un repaso de nomenclatura inorgánica binaria y ternaria con el posterior desarrollo de una guía por parte de los alumnos. En la sección Actividad complementaria se presenta una guía
que contiene un resumen de las normas de nomenclatura y ejercicios que los alumnos deben desarrollar. Los
alumnos que tienen mas dificultades pueden ser guiados por el docente, los más aventajados podrían trabajarla en forma personal como guía de autoinstrucción.
Por el contrario, cuando se trata de una reacción de
combinación, se puede hacer la analogía con mezclar, unir. Por esto en este tipo de reacciones las
sustancias reactantes interaccionan para dar como
producto una sola sustancia lo que puede ser representado como:
Es recomendable que el alumno tenga un manejo acabado de este tema, ya que durante el desarrollo de la
unidad se verá enfrentado a nombres y fórmulas de
compuestos químicos.
En la pregunta dos, el docente detectará si los estudiantes son capaces de diferenciar un cambio químico (cambio en el cual la materia pierde su identidad)
de un cambio físico (cambio en el cual las sustancias
conservan su esencia).
Actividad 1.1 página 15
El desarrollo de esta actividad requiere un manejo adecuado del planteamiento de ecuaciones por parte de
los estudiantes, por lo que se sugiere realizarlo cuando los estudiantes ya tengan afianzado los patrones de
reactividad química, lo que les facilitará el planteamiento y clasificación de los distintos tipos de reacciones
químicas. También se requiere de ellos un análisis de la
ubicación de los elementos en la tabla periódica para
dar respuesta a la pregunta de la reactividad de los
AB 9: A + B
A + B 9: AB
Recursos disponibles en internet
Existe un enlace donde los estudiantes pueden entrar
y practicar ajuste de ecuaciones, el sitio es:
www.alcaste.com/...quimicas/ajuste_ecuaciones/ajuste_ecuaciones.htm (revisado el 29 de marzo del 2011)
En el siguiente link, los estudiantes pueden repasar
contenidos de lo que es una reacción química y practicar ajuste de ecuaciones: http://concurso.cnice.mec.
es/cnice2005/35_las_reacciones_quimicas/curso/ai_
ex07.html (revisado el 29 de marzo del 2011)
Otra página donde los alumnos pueden repasar lo que
es una ecuación química, desarrollar actividades online y ajustar ecuaciones es:
http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/index6.htm#importan
En esta página pueden trabajar los alumnos que presentan mayores dificultades en el ajuste de ecuaciones, ya que es bastante didáctica la forma de explicar
y de plantear las actividades lo que podría motivar
a los estudiantes con mayores dificultades en la
asignatura.
Capítulo 1 - Reactividad química
11
Actividades complementarias
Guía complementaria de repaso y ejercitación de nomenclatura binaria y ternaria
Clasificación de compuestos inorgánicos
Compuestos
inorgánicos
Binarios
Oxigenados
Ternarios
Hidrogenados
Sales binarias
Óxidos básico
o metálico
Ácidos binarios
Óxidos básico
o no metálico
Hidruros
Hidróxidos
Oxácidos o
ácidos ternarios
Sales
ternarias
Nomenclatura de compuestos binarios
Tipo de compuesto
Fórmula general
Nomenclatura Stock
Nomenclatura tradicional
Ejemplo
Óxido metálico
Óxido seguida de la
palabra de y el nombre
Donde n es la valencia
del metal; si este posee
del metal.
más de una valencia
Si los subíndices son
se indica con números
múltiplos de un número romanos.
se deben simplificar.
Agregar a la palabra óxido el
Al2O3
nombre del elemento terÓxido de aluminio u
minado oso (si actúa con su
óxido alumínico
valencia menor) o en ico (si
actúa con su valencia mayor o
valencia única).
Óxido no metálico
X 2O n
Donde n es la valencia
del no metal.
Si los subíndices son
múltiplos de un número
se deben simplificar.
Óxido seguida de la palabra de y el nombre del
no metal ; si este posee
más de una valencia ,
se indica con números
romanos.
Agregar a la palabra anhídrido P2O3
el nombre del no metal termi- Óxido de fósforo III
nado en oso (si actúa con su
Anhídrido fosforoso
valencia menor) o en ico (si
actúa con su valencia mayor o
valencia única).
Hidruros
M Hn
Hidruro seguida de la
palabra de y el nombre
del metal con la valencia en número romano.
Agregar a la palabra Hidruro el NaH
nombre del no metal termiHidruro de sodio
nado en oso (si actúa con su
Hidruro sódico
valencia menor) o en ico (si
actúa con su valencia mayor o
valencia única).
Ácido seguido del prefijo del no metal con la
terminación hídrico.
Se les nombra de esta
forma cuando esta en
disolución acuosa.
Prefijo del no metal con la
HBr
terminación uro seguido de las Ácido bromhídrico
palabras de hidrógeno.
Se les nombra de esta forma
cuando esta en estado gaseoso.
M 2O n
Donde n es la valencia
del metal.
Hídrido o ácido binario
12
HX
Donde X es el no metal
y actúa con su valencia
menor.
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
UNIDAD 1
Sal binaria
Mn Xm
Donde n es la valencia
menor del no metal y m
es la valencia del metal.
Prefijo del no metal con
la terminación uro seguida de la palabra de y
el nombre del metal con
la valencia en número
romano.
• Consideraciones importantes
En el caso de los ácidos binarios, estos no responden a la nomenclatura tradicional o Stock sino que su
nombre depende del estado en que se encuentren,
como se señala en la tabla.
Cuando un elemento tiene cuatro valencias, como es el
caso del cloro, se utiliza el prefijo hipo seguido del prefijo
del elemento con la terminación oso cuando actúa con
Fórmula del compuesto
Nombre del compuesto
según Stock
Prefijo del no metal con la
KCl
terminación uro seguida
Cloruro de potasio
del nombre del metal con la
Cloruro potásico
terminación oso (si actúa con
su valencia menor) o en ico (si
actúa con su valencia mayor o
valencia única).
la valencia menor; cuando actúa con la siguiente valencia se nombra con el prefijo del no metal con terminación oso; si actúa con la tercera valencia se usa el nombre del no metal con la terminación ico y cuando actúa
con la valencia mayor se nombra usando del prefijo per
seguido del prefijo del no metal con terminación ico.
I. Ahora aplica las normas de nomenclatura binaria
completando la siguiente tabla:
Nombre del compuesto según
nomenclatura tradicional
Tipo de compuesto
LiO2
Cloruro alumínico
Hidruro de sodio
CO2
Anhídrido hipocloroso
SO2
Óxido de fierro II
HF
Sulfuro de cobre II
Nomenclatura de compuestos ternarios
Tipo de compuesto Fórmula general
Reacción de
formación
Nomenclatura Stock
Nomenclatura
tradicional
Ejemplo
Hidróxido
M (OH)n
Al reaccionar un
metal con agua se
forma un hidróxido e hidrógeno
gaseoso
M + H 2O
M (OH)n
+H2
Hidróxido de
nombre del metal con valencia en número romano
Hidróxido prefijo
del metal con la
terminación oso
si actúa con su
valencia menor)o
en ico (si actúa con
su valencia mayor o
valencia única)
Mg(OH)2
Hidróxido de
magnesio
Hidróxido
magnésico
Ácidos ternarios
HXO
Al reaccionar un
óxido no metálico
con agua se forma
un ácido ternario
Cl2O + H2O
H2 Cl2O2
HClO
Ácido prefijo del no metal
con la terminación oso
(si actúa con su valencia
menor)o en ico (si actúa
con su valencia mayor o
valencia única).
HNO3
Ácido nítrico
(Continúa al reverso)
Capítulo 1 - Reactividad química
13
Tipo de compuesto Fórmula general
Sal ternaria
Mn (XO)m
Donde m es la
valencia del metal
y n es la valencia
del radical que
corresponde a la
cantidad de hidrógenos perdidos
por el ácido.
Reacción de
formación
Nomenclatura Stock
Nomenclatura
tradicional
Ejemplo
Al reaccionar un
metal con un ácido
ternario se forma la
sal ternaria e hidrogeno gaseoso
Na + HClO
NaClO + H2.
Si el radical proviene de
un ácido terminado en oso
el radical termina en ito,
y si proviene de un ácido
terminado en ico el radical
termina en ato.
Para nombrarlos se usa el
prefijo del no metal del radical con la terminación ito
o ato seguido del nombre
del metal indicando la valencia en número romano.
El prefijo del no
metal del radical
con la terminación
ito o ato seguido
del prefijo del metal
con la terminación
oso (si actúa con su
valencia menor)
o en ico (si actúa
con su valencia
mayor o valencia
única).
Ca(ClO)2
Hipoclorito de
calcio
Hipoclorito cálcico
• Para poner el nombre a los ácidos ternarios y sales
ternarias debes determinar el estado de oxidación
del no metal y del metal, para esto debes considerar que el estado de oxidación del hidrogeno es +1,
el del oxígeno es -2 y que el estado de oxidación
del radical de las sales corresponde al número de
hidrógenos perdidos, con signo negativo.
Por ejemplo para nombrar un ácido ternario:
+1
-2
HNO2
+1 -4 = 0 por lo tanto, el número de oxidación
del N es +3, como corresponde a la valencia menor
del nitrógeno el sufijo a utilizar es oso. El nombre
del ácido es ácido nitroso.
Por ejemplo, para nombrar una sal ternaria:
+3
-2 -2
-8 -6
Como el estado de oxidación del radical SO4 es -2
la suma de los estados de oxidación de los elementos que lo componen debe dar este resultado,
entonces el estado de oxidación del azufre es +6.
II. Aplica las normas de nomenclatura ternaria completando la siguiente tabla:
Fórmula del
compuesto
Nombre del
compuesto
Tipo de
compuesto
Hidróxido de aluminio
H3PO4
A los estudiantes que les sea dificultoso ajustar ecuaciones por el método algebraico, se les puede proporcionar esta guía para que recuerden y practiquen con el
método de ensayo y error, desarrollando la habilidad de
ajustar ecuaciones químicas.
Mediante el siguiente ejemplo te recordamos los pasos
a seguir para ajustar una ecuación química por el método de ensayo y error. Recuerda que el objetivo del ajuste de la ecuación es dejar en ambos lados de la ecuación la misma cantidad de átomos de cada elemento, y
esto se logra al anteponer a cada sustancia el número
necesario para ajustar la ecuación. Recuerda que a este
número se le denomina coeficiente estequiométrico.
Para hacerlo puedes seguir los siguientes pasos:
1. Contar los átomos de cada elemento en reactantes
y productos.
HCl + Al(OH)3 9: AlCl3 + H2O
NaOH
Sulfato férrico
HClO4
NaCO3
14
a) El ácido clorhídrico reacciona con el zinc obteniéndose como producto cloruro cálcico e hidrógeno gaseoso.
b) Al hacer reaccionar carbonato de calcio con ácido clorhídrico se obtiene como producto cloruro
de calcio, agua y anhídrido carbónico.
c) La lluvia ácida se forma cuando el anhídrido sulfúrico reacciona con el agua del aire formando
ácido sulfúrico.
Guía complementaria de ajuste de ecuaciones por el
método por ensayo y error
Al2 (SO4)3
+6
III. Aplica nomenclatura binaria y ternaria planteando la
ecuación química correspondiente en cada caso:
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
Átomos de H: 1 + 3 = 4
Átomos de Cl: 1
Átomos de O : 3
Átomos de Al :1
≠
≠
≠
=
átomos de H: 2
átomos de Cl: 3
átomos de O: 1
átomos de Al: 1
UNIDAD 1
2. Ir probando que número se debe anteponer a cada
sustancia para que se igualen en cantidad los átomos de cada elemento.
Se antepone un 3 al HCl y un 3 al H2 O quedando la
ecuación:
3 HCl + Al(OH)3 9: AlCl3 + 3H2 O
3. Finalmente se comprueba que la ecuación esta
bien ajustada contando los átomos
Átomos de H: 3 +3 = 6 =
átomos de H: 6
Átomos de Cl: 3
=
átomos de Cl: 3
Átomos de O : 3
=
átomos de O: 3
Átomos de Al :1
=
átomos de Al: 1
Practica este método de ajuste en las siguientes
ecuaciones:
a) KClO3 9: KCl + O2
b) BaO2 + HCl 9: BaCl2 + H2O
c) H2SO4 + NaCl 9: Na2SO4 + HCl
d) H2 + C2H2 9: C2H6
e) H3 PO4 + Ca(OH)2 9: Ca2( PO4 )3 + H2O
Capítulo 1 - Reactividad química
15
Evaluación de síntesis
Capítulo 1
Nombre:
I. Lee, analiza y responde
1. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas usando
el método que estimes conveniente:
a) H2O + Na 9: NaOH + H2
b) Na2CO3 + H2O + CO2 9: NaHCO3
c) CuFeS2 + O2 9: SO2 + CuO + FeO
d) C8H18 + O2 9: CO2 + H2O
e) KMnO4 + HCl 9: MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O
2. Indica cuáles de las ecuaciones del ítem 1 corresponden a reacciones de combustión. Fundamenta
tu elección.
3. Compara las reacciones de combinación y descomposición estableciendo semejanzas y diferencias.
4. La glucosa (C6H12O6) -procedente de la digestión
de ciertos alimentos o de la transformación de
otras sustancias- reacciona con el oxígeno presente en las células produciendo CO2, agua y liberando energía.
Escribe la ecuación química del proceso que ocurre
en nuestro organismo e indica a qué tipo de reacción corresponde. Fundamenta tu respuesta.
Puntaje obtenido:
Al ajustar esta ecuación los valores de los respectivos coeficientes estequiométricos son:
A) a = 1, b = 2, c = 2, d = 2
B) a = 3, b = 1, c = 1, d = 3
C) a = 1, b = 3, c = 3, d = 1
D) a = 3, b = 3, c = 3, d = 3
E) a = 1, b = 2, c = 3, d = 3
7. De las siguientes ec aciones químicas, la que no
está bien ajustada es:
A) HCl + NaHCO3 9: NaCl + CO2 + H2O
B) H2SO4 + 2NaCl 9: Na2SO4 + 2HCl
C) BaO2 + 2HCl 9: BaCl2 + H2O
D) 2HCl + Zn 9: ZnCl2 + H2
E) CH4 + 2O2 9: CO2 + 2H2 O
8. Corresponden a reacciones de combinación:
I. C + O2 9: CO2
II. 2H2O 9: O2 + 2H2
III. 2N2 + 3O2 9: 2N2 O3
IV. Al(OH)3 + 3HCl 9: AlCl3 + 3H2O
A) Solo I
II. Encierra en un círculo la alternativa correcta
B) Solo II
5. La combustión del gas etano se representa mediante la ecuación química:
C) Solo I, III y IV
C2H6 + O2 9: CO 2 + H2O. Al respecto, los coeficientes estequiométricos correctos que representan la reacción en equilibrio son:
A)
B)
C)
D)
E)
1, 1,2, 3
1,2,2,4
2,7,4,6
2,4,4,3
2,2,4,6
6. Cuando tienes acidez estomacal, para aliviar ese
malestar muchas veces tomas tabletas antiácidas
que contienen hidróxido de aluminio como uno de
sus componentes, produciéndose la siguiente reacción química en tu organismo:
a HCl + b Al(OH)3 9: c AlCl3 + d H2 O
16
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
Nota:
D) Solo I y II
E) Solo I y III
9. Para poder balancear una ecuación química, debes cambiar los:
I. coeficientes estequiométricos.
II. subíndices de las fórmulas.
III. constituyentes de la ecuación química.
A) I
B) I y II
C) II y III
D) I y III
E) Todas
UNIDAD 1
Aplica lo aprendido
10. Lee la siguiente noticia extraída de http://www.cubadebate.cu/ y responda las preguntas
El Nobel a un trío de ases de la reacción química
07/10/2010
El premio Nobel de Química fue atribuido ayer a dos japoneses y un estadounidense por
haber creado las herramientas más sofisticadas de la química, abriendo el camino a tratamientos contra el cáncer y a productos electrónicos y plásticos revolucionarios.
El comité Nobel galardonó al norteamericano Richard Heck (de 79 años) y a los japoneses Ei-ichi Negishi (75) y Akira Suzuki (80).
Los descubrimientos permitieron a cientos de científicos sintetizar numerosas substancias presentes en la naturaleza en todo el planeta, desde los mares italianos hasta los
océanos de Filipinas, pasando por la jungla Indonesia de Borneo.
Los tres químicos fueron distinguidos por sus investigaciones sobre "el acoplamiento
cruzado del paladio catalizado", un conjunto de reacciones químicas del carbono obtenidas gracias a un catalizador que utiliza ese metal.
Heck, profesor emérito de la Universidad de Delaware (Estados Unidos) consagró toda
su vida a la investigación tras realizar estudios en California y en Suiza. Negishi, nacido
en Changchun en 1935 –ciudad japonesa en esa época, hoy china– llegó a Estados Unidos en 1960 y obtuvo su doctorado en la Universidad de Filadelfia. El profesor Suzuki,
que fue felicitado junto a Negishi por el primer ministro japonés Naoto Kan, exhortó a su
país a invertir más en el ámbito de la ciencia ya que "sólo puede prosperar gracias a los
esfuerzos de su población para acrecentar sus conocimientos".
Cada uno de los laureados dio su nombre a una de esas reacciones químicas.
"La reacción Heck, la reacción Negishi y la reacción Suzuki tienen una gran importancia
para los químicos, ya que permiten la creación de elementos químicos cada vez más
complejos" y son "importantes herramientas para la búsqueda de nuevos medicamentos", señaló el jurado.
Permitieron, entre otras cosas, la síntesis de la diazomanida A, extraída de un pequeño
invertebrado marino de Filipinas y eficaz en el tratamiento de las células cancerosas del
colon, y de la dragmacidina F, presente en una esponja marina italiana y utilizada en el
tratamientos del herpes y del Sida.
El acoplamiento cruzado del paladio catalizado es útil en los progresos de los antibióticos contra las bacterias resistentes.
En la industria electrónica sirve para producir pantallas ultraplanas de sólo "unos milímetros", explicó el comité.
Las primeras reacciones de ese tipo fueron realizadas hace más de 40 años por Richard
Heck en su laboratorio de Delaware, pero "siguen siendo mejoradas y desarrolladas",
añadió. (AFP)
a) ¿Las reacciones químicas solo tienen importancia
para los químicos? Fundamente su respuesta.
b) ¿Cuál es su opinión respecto al pedido del profesor Suzuki a su país?
Capítulo 1 - Reactividad química
17
Criterios de evaluación e indicadores
Rúbrica para evaluar la evaluación de síntesis del capítulo
Indicadores de logro
Aspecto a evaluar
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Ajustar correctamente ecuaciones
químicas usando el
método algebraico
y/o el método por
ensayo y error.
Ajusta correctamente al menos 4 de
las 5 ecuaciones propuestas usando
el método algebraico y/o el método por ensayo y error . Responde
correctamente los ítem 5,6,7 y 9.
Ajusta correctamente al menos 3
de las 5 ecuaciones propuestas
usando el método algebraico y/o
el método por ensayo y error.
Responde correctamente al
menos a 3 de los siguientes ítem:
5,6,7 y 9.
Ajusta correctamente 2, 1 o
ninguna de las 5 ecuaciones
propuestas usando el método
algebraico y/o el método por
ensayo y error. Responde correctamente a solo 1 ninguno de los
ítems : 5,6,7 y 9.
Identificar los
diferentes tipos
de reacciones
químicas.
Responde correctamente el ítem
Responde correctamente al
2 identificando la reacción como
menos el ítem 2 o el ítem 8.
reacción de combustión, y el ítem 8
marcando la alternativa correcta que
identifica reacciones de combinación.
No responde correctamente ni el
ítem 2 ni el ítem 8.
Diferenciar los
distintos tipos
de reacciones
químicas.
Responde correctamente el ítem 3
planteando semejanzas y diferencias
significativas entre las reacciones de
combinación y descomposición, estableciendo criterios de comparación.
Responde el ítem 2 en forma
parcialmente correcta al plantear
al menos una diferencia y una
semejanza entre las reacciones de
combinación y descomposición.
Responde el ítem 2 en forma
insatisfactoria al no plantear solo
una o ninguna diferencia y/o semejanza entre las reacciones de
combinación y descomposición.
Reconocer los
patrones comunes
de reactividad
química.
Responde correctamente el ítem
4 planteando la ecuación y fundamentando en base a los patrones
que caracterizan una reacción de
combustión.
Plantea correctamente la
ecuación del ítem 4, pero su
fundamentación no es del todo
satisfactoria al no basarse en los
patrones de reactividad.
No plantea la ecuación de forma
completamente correcta y/o no
fundamenta en forma satisfactoria al no basarse en los patrones
de reactividad química.
Valorar el trabajo
experimental como
una herramienta
clave del conocimiento del mundo
que nos rodea.
Responde correctamente el ítem 10 al
fundamentar, mencionando y explicando las aplicaciones que las reacciones químicas tienen en los distintos
ámbitos como la medicina, tecnología,
farmacología; al responder la primera
pregunta y en la segunda pregunta
manifestar su opinión considerando
varios elementos para explicar la
importancia que tiene el desarrollo
científico para la sociedad.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 10 al fundamentar, mencionando y explicando
solo algunas de las aplicaciones
que tiene en los distintos ámbitos;
al responder la primera pregunta y
en la segunda pregunta manifestar su opinión en forma más
escueta al mencionar solo algunos
elementos que permiten explicar
la importancia del desarrollo
científico para la sociedad.
Responde en forma insatisfactoria el ítem 10 al fundamentar,
mencionando y explicando solo
alguna o ninguna de las aplicaciones que las reacciones
químicas tienen en los distintos
ámbitos; al responder la primera
pregunta y en la segunda pregunta su opinión no reflejar una
valoración del trabajo científico
al no mencionar elementos que
permitan avalar su importancia.
Solucionario
1. a) 2H2O + 2Na 9: 2NaOH + H2
b) Na2CO3 + H2O + CO2 9: 2NaHCO3
c) CuFeS2 + 3O2 9: 2SO2 + CuO + FeO
d) 2C8H18 + 25O2 9: 16CO2 + 18H2O
e) 2KMnO4 + 16HCl 9: 2MnCl2 + 2KCl +
5Cl2 + 8H2O
2. D, ya que es la reacción de un hidrocarburo con oxígeno, dando como producto dióxido de carbono y
agua. Los alumnos podrían pensar que también la reacción C corresponde a combustión por la presencia
del oxígeno en los reactantes.
18
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
3. Los alumnos deben establecer criterios de comparación como la cantiad de reactantes y productos
en cada reacción, si existe separacíon o unión de
átomos.
4. La ecuación es: C6H12O6 + 6O2 9: 6CO2 + 6H2O
Y responde al patrón de una reacción de combustión al tener como reactante al oxígeno y como productos al dióxido de carbono y al agua.
5. C
6. B
7. C
8. E
9. A
Capítulo
2
Termodinámica
Red conceptual del capítulo
Naturaleza de
la energía
Unidades de
energía
Tipos de
energía
Energía cinética
Análisis de cambios
de energía
Energía potencial
Sistema
Entorno
Tipos de sistemas
Transferencia de
energía trabajo y calor
Primera Ley de la
Termodinámica
Ley de Hess
Entalpías de
formación
Entalpía
Entalpías de reacción
Energía interna
Calorimetría
Relación entre calor
y trabajo
Estrategias pedagógicas e
información complementaria
• Durante el transcurso del capítulo es importante
que el estudiante vaya integrando los conocimientos, siendo de utilidad presentar la red conceptual
al inicio para que el alumno se forme una idea de
todos los conceptos que se tratarán y los vaya asociando. Del mismo modo, es recomendable iniciar
el tema con algún ejemplo de la vida cotidiana donde se puedan ir descubriendo algunos de los conceptos a tratar durante el capítulo, de este modo
se podrá contextualizar y crear un ambiente más
propicio para generar la motivación y el aprendizaje
de los estudiantes.
• Para contextualizar y lograr aprendizajes significativos se puede trabajar con metodologías activas
como los ABP (aprendizaje basado en problemas)
método que se centra en el estudiante y consiste en
presentar un problema que puede ser una noticia publicada en algún diario, revista, páginas de internet;
luego se identifican las necesidades de aprendizaje,
se busca la información necesaria y, posteriormente, se regresa al problema. Esta forma de trabajar
es contraria a la forma tradicional, ya que en esta
Capítulo 2 - Termodinámica
19
generalmente primero se expone la información y
luego se busca aplicarla al resolver un problema. Lo
importante es que el profesor encuentre el problema
adecuado de acuerdo a los objetivos a abordar y los
aprendizajes esperados. Esta actividad propuesta
se detalla en las actividades complementarias.
Una vez que los alumnos respondan las preguntas
se pueden revisar y detectar cuales son los conceptos que los alumnos desconocen, para que ellos,
con posterioridad, los investiguen utilizando diversas fuentes como libros, páginas de internet, entre
otras fuentes. De este modo cada vez irán siendo
más protagonistas de su proceso de aprendizaje.
En todo momento el trabajo de los alumnos debe
ser supervisado por el profesor de la asignatura.
También las actividades como esta que incluyan la
lectura de texto permitirán a los alumnos desarrollar habilidades de comprensión lectora, habilidad
transversal a todos los subsectores.
puede definirse como un conjunto de objetos en una
cierta región del espacio, por ejemplo un determinado
volumen de agua y el medio externo a él, es el resto
del universo. Estos sistemas pueden clasificarse en
tres tipos dependiendo de si intercambian materia y/o
energía con el entorno. Si un sistema es abierto intercambia materia y energía con el entorno; si es cerrado
solo intercambia energía, y si es aislado no intercambia materia ni energía con el entorno.
Si los estudiantes presentan dificultades para entender los conceptos de sistema, entorno y Universo,
entonces realice los siguientes diagramas en la pizarra, ellos podrán apoyar la explicación de sistema,
entorno y universo.
SISTEMA + ENTORNO (O MEDIO AMBIENTE) = UNIVERSO
ENTORNO O MEDIO AMBIENTE
Cada profesor, conociendo las características de
sus estudiantes, podrá iniciar la aplicación de este
tipo de metodologías al grupo curso completo o a
alguno de sus estudiantes más aventajados.
SISTEMA
• Se recomienda que exista contacto con los profesores de física al tratar este capítulo de termodinámica para que el alumno integre sus conocimientos. Se les pueden plantear preguntas a los
estudiantes para que las comenten con profesores
de ese subsector.
• Cuando se trate la Ley de Hess hacer la analogía de
la ruta que cada persona puede seguir para llegar
a un lugar, que de forma independiente al camino
recorrido el punto de llegada será el mismo, como
ocurre con el cálculo de la entalpía.
• Los alumnos que desarrollan todas las actividades
del texto del estudiante podrían desarrollar la guía
complementaria de termodinámica de ejercicios de
cálculo de entalpía aplicando la Ley de Hess. En
la sección criterios de evaluación e indicadores se
incluye una rúbrica que sirve para evaluar el procedimiento para calcular la variación de entalpia utilizando la Ley de Hess, esta rúbrica puede ser dada
a conocer a los estudiantes para que ellos vayan
autoevaluando su proceso al aplicar esta ley, tomen
conciencia de los pasos que deben seguir para no
cometer errores, lo que permitirá su autorregulación.
Información complementaria: la termodinámica
La termodinámica es la ciencia que estudia la relación
entre la energía térmica y la materia. Al establecer un
sistema termodinámico se debe tener claro que este
20
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
materia
materia
sistema
cerrado
energía
energía
entorno
materia
materia
sistema
aislado
energía
energía
materia
materia
sistema
abierto
energía
energía
Puede solicitar a los estudiantes que interpreten los
diagramas. También les puede pedir que den ejemplos
de sistemas cerrados, abiertos y aislados. Al plantear
estos ejemplos pueden estar involucrados tanto cambios químicos como cambios físicos. Por ejemplo, si
los alumnos mencionan una estufa como un sistema
abierto se puede relacionar con el capítulo anterior
recordando que en el interior de la estufa está ocurriendo la reacción de combustión que es exotérmica porque libera energía calórica, siendo su entalpía
de signo negativo. Si los alumnos dan como ejemplo
de un sistema una tetera hirviendo, estaría ocurriendo
un cambio físico: la ebullición, la que requiere la aplicación de energía calórica para producirse, pudiendo
clasificarse como exotérmico.
UNIDAD 1
Es importante que el alumno tenga claro que no solo
en los cambios químicos existen transferencias de
energía, pero que en el desarrollo de este capítulo se
trabajarán las transferencias de energía en las reacciones químicas.
Sugerencias metodológicas
Actividad inicial página 20
En esta actividad se pretende detectar los conocimientos previos de los alumnos al iniciar la unidad. En
la pregunta 1 se evalúa la habilidad para transformar
unidades de temperatura. Si esta respuesta no es respondida correctamente será necesario recordar las siguientes equivalencias:
ºC = ºK –273
ºC
ºF –32
=
100
180
Para responder la segunda pregunta el alumno debe
recordar como se calcula densidad, para esto debe
usar la relación d= m/v.
Responder la pregunta 3 no debería presentar ninguna
dificultad si en el alumno se logró afianzar el ajuste de
ecuaciones, ya que para lograrlo es básico que el alumno sepa determinar los átomos de cada elemento.
Ponte a prueba página 22
Si se desarrolló la actividad del ABP será mucho más fácil para el alumno desarrollar esta actividad, ya que si no
podía definir energía cinética debía investigarlo y también se hacía mención a la energía almacenada en una
pila y en qué se transformaba este tipo de energía. Se
debe tener en consideración que cuando el estudiante
descubre por sí mismo algo, en este caso, al investigarlo
y contextualizarlo, en la propuesta que se menciona en
la noticia se logra un aprendizaje más significativo.
Actividad 2.1 página 24
El objetivo de esta actividad experimental grupal es
que el alumno sea capaz de identificar y diferenciar
los estados iniciales y finales de un proceso, identificar las variables de estado, identificar y diferenciar
los distintos tipos de sistema. En esta actividad se
desarrollarán habilidades científicas como la observación, descripción y predicción. Es importante que
los alumnos tengan claro que las variables de estado
son magnitudes físicas del estado actual del sistema
y no dependen del camino recorrido, y que también
tengan claridad en lo que caracteriza a los distintos
tipos de sistema. Durante la clase anterior a la realización de esta actividad experimental se les podría
sugerir que repasen estos conceptos. Al desarrollar el
experimento se les debe advertir que sean cuidadosos
al manipular el mechero, el termómetro y el vaso con
la solución caliente, para evitar accidentes.
A los alumnos también se les puede solicitar que elaboren un informe grupal de la actividad realizada.
Ponte a prueba página 25
1. El agua cambia de lugar al pasar del suelo a las ramas altas del árbol. Se ha movido hacia arriba, contra
la fuerza de la gravedad. Esto implica que ha cambiado la energía potencial del agua. Recordemos que
trabajo es el movimiento de una masa a lo largo de una
distancia, contra una fuerza opositora. Al levantar el
agua freática a sus ramas superiores, la planta efectúa
trabajo, como haríamos nosotros si levantáramos una
cantidad equivalente de agua en un recipiente desde
el suelo hasta cierta altura. La forma en que la planta
efectúa este trabajo es un tema interesante.
2. La alternativa a) implica un mayor cambio de energía potencial porque la energía potencial está dada
por mgh; donde m es la masa del objeto, g es la fuerza de gravedad dirigida hacia el centro de la Tierra que
equivale a 9,8 m/s2 y h es la altura relativa.
Ponte a prueba página 27
Para resolver los ejercicios se debe considerar la fórmula ∆E = q + w. Por lo tanto:
1. +670 J
2. +55 J
Ponte a prueba página 29
1. En a), el agua que constituye el cubito de hielo en
el sistema. El hielo absorbe calor del entorno al derretirse, así que qp es positivo y el proceso endotérmico.
En b), el sistema lo constituyen el butano y el oxígeno
requeridos para quemarse. La combustión de butano
en oxígeno desprende calor, así que qp es negativo y el
proceso es exotérmico. En c), el sistema es la bola, la
cual pierde energía potencial al caer desde una altura
de 8 m sobre un cubo de arena. ¿Dónde se fue la energía potencial? Primero se convirtió en energía cinética
de movimiento, pero luego la bola se detuvo en la arena. Al detenerse, la energía cinética del movimiento de
la bola se detuvo en la arena. Al detenerse, la energía
cinética del movimiento de la bola se convirtió en calor
que fue absorbido por el entorno de la bola. Por tanto,
qp es negativo, y el proceso es exotérmico.
2. El objetivo de esta actividad es que el alumno
distinga un proceso exotérmico de uno endotérmico
y determine el signo de la variación de entalpía de
Capítulo 2 - Termodinámica
21
cada uno. Si no es capaz de desarrollar adecuadamente esta actividad, se le debe recordar que el flujo
de calor siempre va desde el que tiene mayor temperatura al que tiene menor temperatura; se le pueden plantear algunos ejemplos de la vida cotidiana
como cuando se derrite un trozo de hielo por efecto
del sol, si el sistema es el hielo, él se derrite porque
está absorbiendo calor del ambiente. Entonces, si
existe una absorción de calor y está ingresando calor al sistema se dice que el proceso es endotérmico y se puede relacionar esta palabra con su prefijo
endo que significa dentro. Para determinar el signo
del ∆H se debe considerar que como corresponde
a la variación de entalpía se debe restar la final a la
inicial, y si el sistema absorbió calor es obvio que
entalpía final será mayor que la inicial, obteniéndose
un resultado positivo. Un proceso exotérmico es lo
contrario del visto anteriormente, ya que el prefijo
exo, significa fuera lo que indica que el sistema entrega energía y al hacer la diferencia entre la entalpía
final y la inicial, la inicial será mayor que la inicial
dando un resultado negativo.
b) La masa molar del etano (C2H6) es de 30,0 g/mol. Así,
podemos usar los factores de conversión apropiados
para convertir masas en cantidad de sustancia y entalpía en kilojoules.
Ponte a prueba página 30
Para responder en forma adecuada las preguntas deben ser capaces de plantear correctamente la ecuación
de combustión, teniendo claro que como lo que se está
quemando no es un compuesto orgánico, no debe formarse dióxido de carbono ni agua en su combustión.
También deben ajustar correctamente la ecuación para
poder calcular la cantidad de energía liberada.
1. La masa molar del CH4 es 16 g/mol. Así, podemos
usar los factores de conversión apropiados para convertir masas de CH4 cantidad de sustancias CH4 y luego en kilojoules:
1 mol CH4
–890 kJ
Calor = (4,50 g CH4) a
b=a
b = –250 kJ
16,0 g CH4
1 mol CH4
2. El objetivo de esta actividad es de tipo procedimental, ya que se pide al estudiante que calcule la variación de entalpía de una reacción de combustión. Sin
embargo para desarrollarla se requiere que el alumno aplique lo aprendido en el primer capítulo, que es
plantear la ecuación de una reacción de combustión,
ajustar esa ecuación y aplicar nociones de estequiometría al tener que calcular la energía liberada al quemar una cantidad determinada de gas etano.
Si el alumno no logra desarrollar el ejercicio, se le debería recomendar que revise nuevamente el procedimiento empleado al explicar la ecuación 2.12. Debe recordar
el concepto de mol y el de masa molar. Para que practique cálculo de masas molares y relaciones estequiométricas en una ecuación química podría retomar la guía
de ajuste de ecuaciones que aparece en la sección de
actividades complementarias y calcular las masas molares de las sustancias participantes en cada ecuación.
Solución:
Entalpía = (15 g C2H6) (1 mol C2H6) (-2857,3 kJ)
(30,0 g C2H6) (1 mol C2H6)
Entalpía = -1428,65 kJ
Actividad 2.2 página 31
El objetivo de esta actividad es observar y describir
una reacción exotérmica y calcular su entalpía. Para
desarrollarla deben saber manipular la balanza, plantear y ajustar ecuaciones químicas.
Al realizar esta actividad experimental se requiere el uso
de antiparras y ser muy cuidados al quemar la cinta de
magnesio para evitar accidentes, si no cuenta con los
implementos de seguridad necesarios, lo más recomendable es que los alumnos no desarrollen la actividad y
sea el docente el que la desarrolle en forma demostrativa y luego ellos respondan las preguntas planteadas.
Ponte a prueba página 33
1. Para usar las ecuaciones (1) y (2), las acomodamos de
modo que C(s) esté en el lado de los reactivos y CO(g)
esté en el lado de los productos, como en la reacción
objetivo, ecuación (3). Dado que la ecuación (1) tiene
C(s) como reactivo, podemos usarla tal como está. Sin
embargo, necesitamos escribir al revés la ecuación (2)
para que CO(g) sea un producto. Cuando invertimos
una reacción, debemos invertir también el signo de
∆H. Acomodamos las dos ecuaciones, de modo que
puedan sumarse para dar la ecuación deseada:
C(s) + O2(g) 9: CO2(g)
∆H = –393,5 kJ
CO2(g) 9: CO(g) + O2(g)
1
2
C(s) + O2(g) 9: O2(g)
1
2
∆H = +283,0 kJ
∆H = –110,5 kJ
Si sumamos las dos ecuaciones, CO2(g) aparece a
ambos lados de la flecha, y por tanto se cancela. Asimismo, se resta O2(g) de cada miembro.
2. C(grafito) + O2(g) 9: CO2(g)
∆H =-393,5 kJ
a) La reacción de combustión del etano es:
C(diamante) + O2(g) 9: CO2(g)
∆H =-395,4 kJ
2C2H6 + 7O2 9: 4CO2 + 6H2O
CO2(g) 9: C (diamante) +O2(g)
∆H =+395,4 kJ
22
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
UNIDAD 1
________________________________________________
C(grafito) 9: C(diamante)
kJ=1,9 kJ
∆H = (+395,4 -393,5)
Ponte a prueba página 34
2. En a), se forma Na2O a partir de los elementos sodio
y oxígeno en sus estados correctos, un sólido y un
gas, respectivamente. Por tanto, el cambio de entalpía
para la reacción a) corresponde a una entalpía estándar de formación.
En b), el potasio se da como líquido. Necesitamos
cambiarlo a la forma sólida, que es su estado estándar a temperatura ambiente. Además, se forman dos
moles de producto, así que el cambio de entalpía de la
reacción, tal como está escrita, es el doble de la entalpía estándar de formación de KCl(s).
La reacción c) no forma una sustancia a partir de sus
elementos. Más bien, una sustancia se descompone
en sus elementos, así que es preciso invertir la reacción. Además, el elemento carbono se da como diamante; el grafito es la forma sólida de más baja energía
del carbono a temperatura ambiente y 1 atmósfera de
presión. La ecuación que representa correctamente
la entalpía de formación de la glucosa a partir de sus
elementos es:
6C (grafito) + 6H2(g) + 3O2(g) 9: C6H12O6(s)
Ponte a prueba página 35
1. Sabemos que en una reacción de combustión interviene O2(g) como reactivo. Nuestro primer paso es
escribir una ecuación balanceada para la reacción de
combustión de 1 mol C6H6(l):
C6H6(l) +
15
2
O2(g) 9: 6CO2(g) + 3 H2O(l)
Podemos calcular ∆H°f para la reacción utilizando la
ecuación 3.31 y datos de la Tabla 3.3. Recordemos
que hay que multiplicar el valor de ∆H°f para cada sustancia de la reacción por el coeficiente estequiométrico de esa sustancia. Recordemos también que ∆H°f =
0 para cualquier elemento en su forma más estable en
condiciones estándar, de modo que ∆H°f [O2(g)] = 0:
∆Hºr = [6∆Hºf (CO2) + 3∆Hºf (H2O)] – [∆Hºf (C6H6) + 152 ∆Hºf (O2)]
= [6(–393,5 kJ) + 3(–285,8 kJ)] – [(49,0 kJ) + 152 (0 kJ)]
= (–2 361 – 857,4 – 49,0) kJ
= –3 267 kJ
2. Del ejemplo que resolvimos en el texto, tenemos
∆H°r = –2 220 kJ para la combustión de 1 mol de propano. En la parte (a) de este ejercicio determinamos
que ∆H°r = –3 267 kJ para la combustión de 1 mol de
benceno. Para determinar el calor de combustión por
gramo de cada sustancia, utilizamos las masas molares para convertir cantidad de sustancia a masa:
C3H8(g): (–2 220 kJ/mol)(44,1 g/1 mol) = –50,3 kJ/g
C6H6(l): (–3 267 kJ/mol)(78,1 g/mol) = –41,8 kJ/g
Tanto el propano como el benceno son hidrocarburos.
Por regla general, la energía que se obtiene de la combustión de un gramo de hidrocarburo varía entre 40 y
50 kJ.
Ponte a prueba página 37
El objetivo de esta actividad es que el alumno aplique la
Ley de Hess para calcular la entalpía. El desarrollo de esta
actividad requiere que el alumno plantee correctamente
las reacciones de combustión que son las intermedias
para llegar a la ecuación de transformación del carbono grafito a diamante y luego invierta correctamente
la ecuación que corresponda, cambiando también el
signo de la variación de entalpía para que el resultado
final que es la variación de entalpía de transformación
del carbono grafito a diamante sea el correcto. Para
construir el diagrama puede guiarse por el que aparece
en la Figura 2.16 de la página 37. También sería conveniente que se les consultara a los alumnos, previo al
desarrollo de la actividad si saben lo que significa alótropo, si no lo saben, el docente debería explicarles que
son sustancias químicas que están constituidas por el
mismo tipo de átomos y que aun estando en el mismo
estado de la materia presentan una estructura química
distinta que las hace tener propiedades absolutamente distintas, como ocurre con el carbono diamante y el
carbono grafito. Se les pueden consultar algunas propiedades de estos elementos que son del conocimiento
del común de las personas, como por ejemplo, su dureza, para que perciban estas diferencias.
Ponte a prueba página 40
Para desarrollar esta actividad los alumnos deben
buscar en tablas las entalpías estándar de formación
de las sustancias. Para saber qué sustancias buscar
deben tener claro cuál es la reacción de formación
del FeCl3 y de la sacarosa. Plantear estas ecuaciones
y ajustarlas. Como los alumnos no mucho acceso a
libros de fisicoquímica se les puede orientar indicándoles una página de internet para que busquen las tablas. La dirección es la siguiente:
http://depa.pquim.unam.mx/amyd/archivero/Tablasdepropiedadestermodinamicas_12182.pdf
Capítulo 2 - Termodinámica
23
Recursos disponibles en internet
Para repasar conversiones pueden practicar las transformaciones y estudiarlas en la página:
http://personal5.iddeo.es/romeroa/materia/convertemperatura.htm
Para encontrar información organizada y en forma clara de los contenidos a abordar en la unidad puede recurrir a la página:
http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/infoquim/complementos/termoquimica/cap07.htm#_
Toc508543868
En la siguiente página pueden repasar conceptos abordados en el capitulo, encontrar ejercicios desarrollados de calculo de entalpía y desarrollar otros ejercicios
planteados. Como aparecen los resultados de los problemas propuestos los alumnos más aventajados pueden trabajar en esta página y comprobar los resultados
obtenidos:
http://www.eugenio.unlugar.com/Ejercicios.htm
Actividades complementarias
ABP para inicio del capítulo
Los alumnos reunidos en grupos de no más de 4
integrantes leen y comentan la siguiente noticia:
Estudiantes de 10 universidades europeas empiezan a diseñar y construir, en la Escuela de Ingeniería de Terrassa, un vehículo que circulará con
energía humana
01/04/2011
El vehículo funcionará con energía de propulsión
humana. La Escuela de Ingeniería de Terrassa (EET)
de la Universitat Politécnica de Catalunya (UPC)
acoge, durante dos semanas, las actividades del
programa europeo "Powering the Future with Cero
Emission and Human Powered Vehicles".
Es un proyecto del programa Erasmus en el que
participan 47 estudiantes de 10 universidades europeas, entre los cuales el de la UPC es el único de
España. El objetivo es diseñar y construir un prototipo de automóvil ecológico, que funcione sin emitir
CO2 y a partir de energía de propulsión humana.
Un grupo de 47 estudiantes españoles, alemanes,
griegos, búlgaros, fineses, lituanos, polacos, portugueses y británicos han accedido a una beca financiada por la Unión Europea, dentro del programa
Erasmus, que les permite participar en un proyecto
singular. Se trata de llegar a diseñar y construir un
prototipo de vehículo ecológico que funcione con
energía limpia, sin emitir CO2, y que pueda circular a
50 km/h con la energía obtenida de una pila alimentada con el movimiento del cuerpo humano al pedalear.
Los cuatro estudiantes españoles son de la UPC.
El proyecto se desarrollará durante seis semanas
de formación intensiva, repartidas en tres años.
24
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
Esta formación se realiza en tres módulos quincenales en tres universidades diferentes, entre
las 10 que forman parte. Cada uno de los tres
módulos que forman parte del proyecto consta de
dos semanas de trabajo académico intensivo en
alguna de las universidades participantes.
Pedalear sin esfuerzo para obtener energía
El vehículo que se construirá funcionará a pedal y
estará propulsado por energía limpia, obtenida a
través de una pila eléctrica que será alimentada por
energía humana, es decir, con el movimiento del
cuerpo humano a través del pedaleo que hagan los
ocupantes.
El problema principal para conseguir que el vehículo
funcione con garantías es la alimentación de la pila
sin causar un gran esfuerzo por parte de los ocupantes. En este aspecto es donde los estudiantes tienen que aplicar su ingenio, porque tienen
que tener en cuenta que la energía se obtendrá del
pedaleo del vehículo, haciendo un esfuerzo similar
al que se hace andando a pie tranquilamente. Por
lo tanto, es muy importante calcular el rendimiento
energético del pedaleo y cómo se obtiene la energía
necesaria para cargar la pila. El equipo de estudiantes ya ha hecho ensayos y medidas en las
bicicletas estáticas del gimnasio del campus de
la UPC, y ahora deberán tratar estos datos adecuadamente para llegar la opción más eficiente.
A 50 km/h y con 250 kg de peso
El coche tiene que tener las siguientes características: funcionar con energía cinética, capacidad para
circular a 50 km/h con dos personas y hasta 60 kg
de equipaje, y no sobrepasar los 250 kg de peso.
UNIDAD 1
Además, el diseño de los neumáticos formará parte
del proyecto. También se debe incluir el estudio del
impacto global del vehículo sobre el medio ambiente
y un análisis del rendimiento relacionado con el potencial comercial. El resultado final será un vehículo
ecológico de uso particular con cero emisiones de
CO2.
Durante el tercer y último año del proyecto, el estudiantado, distribuido en equipos, construirá
los respectivos prototipos y los presentará públicamente. El mejor proyecto se publicará en una
revista científica internacional.
Fuente: Universidad Politècnica de Catalunya
Después de haber leído y comentado el texto respondan las siguientes preguntas:
3. Calcula la entalpía para la reacción siguiente:
Sn(s) + Cl2(g) 9: SnCl2(s)
a partir de la información que se proporciona a
continuación:
Sn(s) + 2Cl2(g) 9: SnCl4(l)
∆H = – 545,2 kJ
SnCl2(s) + Cl2(g) 9: SnCl4(l)
∆H = – 195,4 kJ
4. Calcula la entalpía para la siguiente reacción S(s) +
½O2(g) 9: SO(g) e indica si es exotérmica o endotérmica, conociendo las siguientes reacciones:
S(s) + O2(g) 9: SO2(g)
∆H = -105,6 kcal/mol
SO(g) + ½O2(g) 9: SO2(g) ∆H = -81,7 kcal/mol
5. En la siguiente ecuación:
1. Explica con qué se asocia la palabra energía.
Br2(g) + H2(g) 9: HBr(g)
2. ¿Qué tipos de energía se mencionan en la noticia?
a) Explica el significado de ∆H.
3. ¿Se mencionan en el texto transformaciones de
energía? ¿Cuáles son?
∆H = -8,6 Kcal/ mol
b) Indica si la reacción es exotérmica o endotérmica.
4. ¿Qué es la energía cinética?
5. ¿Cuál es la importancia de la energía?
6. ¿A qué se refiere el texto cuando habla de “energía
limpia”?
7. ¿Qué requisitos debe cumplir el coche construido
por los estudiantes?
Guía de termodinámica
1. ¿Qué cantidad de calor se libera en la combustión
de 1 kg. de metanol, llamando también alcohol de
madera, según la ecuación:
CH3OH(l)
+ 3/2 O2(g) 9: CO2 + 2H2O
∆H = -152,6 Kcal /mol?
(Masa molar CH3OH es 32 g/mol)
A) 4008,3
B) 4567,3
C) 4674,2
D) 4768,8
E) 4898,5
2. Calcula ∆H para: 4FeO(s) + O2(g) 9: 2Fe2O3(s)
e indica si la reacción es exotérmica o endotérmica, a partir de las siguientes ecuaciones:
2Fe(s) + O2(g) 9: 2FeO(s)
∆H = -266,26 KJ/mol
4Fe(s) + 3O2(g) 9: 2Fe2O3(s)
∆H = 1659,46 KJ/mol
Capítulo 2 - Termodinámica
25
Evaluación de síntesis
Capítulo 2
Nombre:
Puntaje obtenido:
Aplicación de contenidos
1. En los siguientes sucesos identifica los tipos de
energía involucradas y explica si hay transformaciones de energía:
a) La luz emitida por la ampolleta de una linterna.
b) La luz emitida por la ampolleta de una lámpara.
c) Personas empujando un automóvil en panne.
d) Jóvenes practicando piruetas en patineta en un
medio tubo.
2. En los siguientes hechos identifica procesos exotérmicos y endotérmicos, en cada caso fundamenta tu clasificación e indica el signo del ∆H:
a) Una erupción volcánica.
b) Derretimiento de hielo.
c) Fogata.
3. Corresponden a unidades en las que se puede expresar la energía:
I. Joule
II. Coulomb
III. Caloría
IV. Mol
V. ºC
A) Solo I y II
B) I, II y III
C) I, III y V
D) I, III, IV y V
E) Solo I y III
4. Observa la siguiente imagen y responde:
Termómetro
Calorímetro
Agua
Hielo
a) ¿Qué mide el calorímetro?
b) Si tú fueras el estudiante que desarrolló este experimento en el laboratorio de tu colegio, indica
cuál crees que sería el objetivo de él.
c) Indica qué tipo de sistema es el calorímetro.
Justifica tu respuesta.
d) En la figura identifica al sistema y el entorno.
e) En el sistema propuesto indica hacia dónde fluye el calor. Fundamenta tu respuesta.
26
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
Nota:
Resolución de ejercicios
5. Calcula la entalpía para la reacción siguiente e indica
si el proceso es exotérmico o endotérmico, 2Ca(s) +
2C(grafito) + 3O2 9: 2CaCO3(s) a partir de la información que se proporciona a continuación:
2Ca(s) + O2 9: 2CaO(s)
∆H = –1270.18 kJ
C(grafito) + O2(g) 9: CO2(g) ∆H = – 393.51 kJ
CaO(s) + CO2(g) 9: CaCO3(s) ∆H = – 178.32 kJ
6. Tomando como base las ecuaciones termoquímicas a 25°C que se indican a continuación, calcula
la entalpía de formación del ácido nitroso en disolución acuosa que se representa en la siguiente
ecuación química:
½N2(g) + ½ H2(g) + O2(g) 9: HNO2(aq)
∆H = -300,12 KJ
NH4NO2(s) 9: N2(g) + 2H2O(l);
H2(g) + ½O2(g) 9: H2O(l);
∆H = -284,24 KJ
N2(g) + 3H2(g) + (aq) 9: 2NH3(aq); ∆H = -170,54 KJ
NH3(aq) + HNO(aq) 9: NH4NO2(aq);
∆H = - 38,04 KJ
E) NH4NO2(s) + (aq) 9: NH4NO2(aq); ∆H = + 19,85 KJ
A)
B)
C)
D)
7. Utiliza los datos de la tabla para calcular el cambio
de entalpía total, expresado en Joule, de la siguiente reacción:
CaO(s) + H2O(l) 9: Ca(OH)2(s)
∆Hf
Sustancia
∆Hf Kcal/mol
-68,3
H 2O
CaO
-151,8
-235,9
Ca(OH)2
8. Calcula el cambio de entalpía de la combustión del
gas butano utilizando los datos de la siguiente tabla:
Sustancia
∆Hf Kcal/mol
-17,9
CH4
0
O2
-94,1
CO2
-68,3
H 2O
a) Plantea la ecuación química de la combustión
del metano.
b) Indica si es un proceso endotérmico o exotérmico.
Preguntas de desarrollo
9. ¿Cómo será el signo de ∆E si un sistema es endotérmico y el entorno efectúa trabajo sobre el sistema? Fundamenta tu respuesta.
10. Explica cómo se relaciona la energía con el trabajo
y da un ejemplo concreto de esta relación.
UNIDAD 1
Criterios de evaluación e indicadores
Rúbrica para evaluar el procedimiento de aplicación de la Ley de Hess de los ejercicios de la guía de
termodinámica
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Inversión de las
ecuaciones.
Invierte todas las ecuaciones
que sea necesario invertir para
llegar a la ecuación final.
Invierte solo algunas de las
ecuaciones que es necesario
invertir para llegar a la ecuación
final.
No invierte ecuaciones o
invierte ecuaciones que no es
necesario invertir para llegar a
la ecuación final.
Signos de ∆H.
Siempre que invierte una
ecuación cambia el signo del
∆H.
La mayoría de las veces que
Rara vez o nunca cambia el
invierte una ecuación cambia el
signo del ∆H cuando invierte
signo del ∆H, otras veces lo olvida. una ecuación.
Amplificación o simplificación de coeficientes
estequiométricos.
Cuando es necesario amplificar o simplificar una ecuación
siempre lo hace utilizando el
coeficiente correcto.
La mayor parte de las veces que
Nunca o casi nunca amplifica o
es necesario amplificar o simplifi- simplifica una ecuación aunque
car una ecuación lo hace utilizan- sea necesario hacerlo.
do el coeficiente correcto.
Eliminación o suma de
sustancias iguales.
Al momento de hacer la sumatoria de los reactantes y productos
para llegar a la ecuación final
suma las sustancias iguales que
están en el mismo lado de la
ecuación , es decir, ambos en
reactantes o productos, y resta
las sustancias iguales que están
en lados contrarios de la ecuación, es decir, unos en reactantes
y otros en productos.
Al momento de hacer la sumatoria
de los reactantes y productos para
llegar a la ecuación final comete
algunos errores en la suma las
sustancias iguales que están en
el mismo lado de la ecuación, o en
la resta de las sustancias iguales
que están en lados contrarios de la
ecuación.
Al momento de hacer la sumatoria de los reactantes y productos para llegar a la ecuación
final comete muchos errores en
la suma las sustancias iguales
que están en el mismo lado de
la ecuación, o en la resta las
sustancias iguales , no pudiendo llegar a la ecuación final.
Sumatoria de los ∆H de
las reacciones intermedias para llegar a la
ecuación final.
Al sumar los ∆H de las reacciones intermedias usa los valores
correctos, considerando los
cambios de signo y la amplificación o simplificación, llegando
al resultado correcto.
Al sumar los ∆H de las reacciones intermedias comete algunos
errores al usar los valores, no
considerando algunos de los
cambios de signo y la amplificación o simplificación, llegando al
resultado incorrecto.
Al sumar los ∆H de las reacciones intermedias comete
muchos errores, no considerando los cambios de signo y
la amplificación o simplificación, llegando a un resultado
incorrecto.
Rúbrica para evaluar la evaluación de síntesis del capítulo
Aspecto a evaluar
Identificar y diferenciar la
naturaleza de la energía y
las formas que adopta la
energía cinética, potencial, térmica y química,
reconociendo que se
puede convertir de una
forma a otra.
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
En el ítem 1, por lo menos identifica las energías involucradas
en 3 de los 4 sucesos que se
mencionan, y explica en al menos 3 de ellos las formas que
puede adoptar al transformarse,
especificando la transformación
ocurrida.
En el ítem 1, por lo menos identifica las energías involucradas en 2
de los 4 sucesos que se mencionan, y explica en al menos 2 de
ellos las formas que puede adoptar al transformarse, especificando
la transformación ocurrida.
En el ítem 1 identifica las
energías involucradas en menos
de 2 de los 4 sucesos que se
mencionan, y explica solo en
alguno de ellos o en ninguno,
las formas que puede adoptar al
transformarse, no especificando
la transformación ocurrida.
(Continúa al reverso)
Capítulo 2 - Termodinámica
27
Identificar y transformar
las distintas unidades de
energía.
Responde correctamente el
Sólo responde correctamente
ítem 3 y expresa la variación de el ítem 3 o el 7, es decir, solo idenentalpía del ítem 7 en joules.
tifica unidades que expresan energía pero no es capaz de realizar
transformaciones o viceversa.
No responde correctamente ni
el ítem 3 ni el 7, es decir, no
identifica ni transforma unidades de energía.
Asociar los conceptos de
energía y trabajo.
Responde correctamente el
ítem 3 planteando semejanzas
y diferencias significativas entre
las reacciones de combinación y
descomposición, estableciendo
criterios de comparación.
Responde al ítem 2 en forma
parcialmente correcta al plantear
al menos una diferencia y una
semejanza entre las reacciones de
combinación y descomposición.
Responde el ítem 2 en forma insatisfactoria al no plantear solo
una o ninguna diferencia y/o
semejanza entre las reacciones
de combinación y descomposición.
Asocia los conceptos de
energía y trabajo.
Asocia correctamente los
conceptos al responder correctamente los ítems 9 y 10 al
determinar y explicar el signo
de la energía de un sistema en
función del calor y del trabajo, y
al explicar cómo se puede relacionar la energía con el trabajo.
Solo responde correctamente el
ítem 9 al determinar el signo de la
energía de un sistema en función
del calor y el trabajo, pero no es
capaz de fundamentar la relacionar que puede establecerse entre
el calor y la energía.
No asocia correctamente los
conceptos de calor y energía al
responder en forma incorrecta
o incompleta los ítems 9 y 10,
no pudiendo establecer el signo
de la energía del sistema o no
fundamentándolo en función del
trabajo y calor, y no explicando la relación entre energía y
trabajo.
Haciendo uso de la Primera Ley de la Termodinámica reconoce los
conceptos de Universo,
entorno y sistema.
Responde correctamente c y d
del ítem 4 al identificar el tipo
de sistema que es el calorímetro y luego al discriminar
cuál es el sistema y el entorno
considerando el objetivo de la
actividad.
Solo responde correctamente c al
indicar el tipo de sistema que es
el calorímetro, pero no es capaz
de discriminar cuál es el sistema y
cuál es el entorno, considerando el
objetivo de la actividad.
No responde correctamente el
ítem 4 al no identificar el tipo
de sistema que es el calorímetro, y no discriminar cuál es el
sistema y cuál es el entorno
considerando el objetivo de la
actividad.
Haciendo uso del concepto entalpía indica si
un sistema gana o pierde
energía.
Responde correctamente el
ítem 2 al indicar en todos los
fenómenos presentados si corresponden a procesos endotérmicos o exotérmicos, y explica
el signo de cada uno basándose
en la pérdida o ganancia de
energía.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 2 al determinar
solo en dos de los fenómenos
presentados si corresponden a
procesos endotérmicos o exotérmicos, y explica el signo de cada
uno basándose en la pérdida o
ganancia de energía.
Responde en forma insatisfactoria el ítem 2 al determinar
en forma correcta solo en 1 o 2
de los fenómenos presentados,
si corresponden a procesos
endotérmicos o exotérmicos,
y no explica el signo de cada
uno basándose en la pérdida o
ganancia de energía.
Utilizar valores estándar para determinar los
cambios de entalpía en
las reacciones.
Responde correctamente los
ítems 7 y 8 al calcular correctamente la variación de entalpía
utilizando los valores estándar,
al considerar que se calcula
al restar la sumatoria de las
variaciones de entalpía de los
reactantes a la sumatoria de las
de los productos.
Responde correctamente solo
uno de los dos ítems calculando
correctamente la entalpía en uno
de ellos y cometiendo errores de
signos en el otro ítem.
Responde en forma insatisfactoria ambos ítems al no utilizar
adecuadamente los valores estándar para calcular entalpía, ya
sea por problemas al plantear la
ecuación, errores de signos o al
no multiplicar por los coeficientes estequiométricos.
Utilizar los valores estándar para calcular valores
de entalpía en reacciones que no pueden ser
estudiadas experimentalmente.
Responde correctamente los
ítems 5 y 6 aplicando en forma
adecuada la Ley de Hess, utilizando los valores de variación
de entalpía al considerar si es o
no necesario invertir la ecuación
o amplificarla o simplificarla
para llegar a determinar la
variación de entalpía de la
reacción planteada.
Solo responde correctamente
uno de los 2 ítems aplicando en
forma adecuada la Ley de Hess ,
utilizando los valores de variación
de entalpía al considerar si es o
no necesario invertir la ecuación
o amplificarla o simplificarla para
llegar a determinar la variación de
entalpía de la reacción planteada.
No responde en forma completamente correcta ninguno
de los 2 ítems al no aplicar en
forma correcta la Ley de Hess,
cometiendo errores al invertir
las ecuaciones, errores en los
signos del ∆H, no amplificando
o no eliminando las sustancias
que corresponden para llegar a
la ecuación final.
28
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
UNIDAD 1
Solucionario
Guía de ejercicios termodinámica
1. Alternativa D.
2. ∆H = 2191,98 KJ el proceso es endotérmico.
3. ∆H = -349,8 KJ.
4. ∆H = -23,9 el proceso es exotérmico.
5. El ∆H corresponde a la variación de entalpía.
Como en este caso el valor es negativo está indicando que la reacción entrega energía calórica
al entorno, es decir, la reacción de síntesis del
ácido bromhídrico es un proceso exotérmico.
Evaluación Capítulo 2
1. a) Las energías involucradas son la energía química
y la lumínica y la transformación de energía, que
se evidencia es la transformación de la energía
química contenida en las pilas en energía luminosa emitida por la linterna al encenderse.
b) Las energías involucradas son energía eléctrica,
luminosa y calórica. La energía eléctrica, al estar
la lámpara enchufada y encendida, se transforma en energía lumínica y calórica.
c) Las energías involucradas son energía potencial y cinética. Al estar el auto en reposo tiene
energía potencial y al empujarlo se mueve y se
transforma en energía cinética.
d) Las energías involucradas son energía potencial
y cinética. Antes de lanzarse en la patineta tiene
energía potencial, luego al lanzarse adquiere energía cinética y al llegar al otro extremo del tubo y
detenerse nuevamente tiene energía potencial.
2. a) Corresponde a un proceso exotérmico, ya que el
volcán libera energía almacenada lanzando gases y lava a alta temperatura. El signo es negativo, debido a que en este caso el sistema, que
sería el volcán, está entregando calor al entorno.
b) Corresponde a un proceso endotérmico, debido
a que el hielo para derretirse necesita que le entreguen energía calórica para que sus moléculas
aumenten su energía cinética y pasen de estado sólido a estado líquido. El signo es positivo
porque el sistema, en este caso, el hielo, está
recibiendo calor del entorno.
c) Corresponde a un proceso exotérmico, porque
se lleva a cabo una combustión del material que
se esté utilizando para hacer la fogata; este sistema está entregando calor al ambiente, por esto
el signo de la variación de entalpía es negativo.
3. Alternativa D.
4. a) Mide el flujo de calor ∆H.
b) El objetivo podría ser determinar o medir el calor
absorbido al derretir el hielo.
c) El calorímetro corresponde a un sistema aislado,
ya que para cumplir con su finalidad, que es medir el flujo de calor dentro de él, en este caso, al
derretir el hielo, no debe existir transferencia de
materia ni de energía con el entorno.
d) El sistema es el calorímetro y el entorno es lo
que esta fuera de él, es decir, lo que delimitan
sus paredes.
e) El calor fluye del agua al hielo, ya que hielo al
derretirse absorberá calor del agua por lo tanto
la temperatura final del hielo será mayor que la
inicial y la del agua será menor que la inicial al
entregar calor al hielo.
5. Para calcular el ∆H no se debe invertir ninguna reacción; la segunda y la tercera se deben multiplicar
por 2.
El ∆H = -2413,84 KJ, la reacción es exotérmica.
6. Para calcular la entalpía de la reacción, la reacción
A se invierte; la reacción B se multiplica por 2; la
reacción C se invierte y se divide por 2; la reacción
D se invierte y la reacción E queda igual.
El ∆H = -125,2 KJ
7. ∆H = - 6,58 × 105J
8. a) CH4 + 2O2 9: CO22H2O
b) La reacción es exotérmica.
∆H = -212,8 Kcal
9. Si el sistema es endotérmico significa que el entorno le está transfiriendo calor al sistema, siendo
q mayor que cero, por lo tanto q será positivo y si
el entorno efectúa trabajo sobre el sistema w, es
mayor que cero, por lo tanto, será positivo. Entonces ∆E también será positivo ya que ∆E = q + w. La
energía interna del sistema aumenta.
10. Se pueden relacionar, ya que la energía se define
como la capacidad para realizar un trabajo, un sistema puede intercambiar energía como trabajo; si
se efectúa trabajo sobre un sistema este aumenta
su energía interna y si, por el contrario, es el sistema el que efectúa trabajo sobre el entorno este
disminuye su energía interna.
El ejemplo puede ser el funcionamiento del motor
de un auto, donde la energía producto de la combustión de la bencina permite el movimiento del vehículo; otro ejemplo puede ser la máquina a vapor.
Capítulo 2 - Termodinámica
29
Capítulo
3
Espontaneidad química
Red conceptual del capítulo
Procesos espontáneos
Procesos reversibles
e irreversibles
Segunda Ley de la
Termodinámica
Energía libre de Gibbs
Cambios de energía
libre estándar
Entropía
Energía libre
y temperatura
Su relación con la Transferencia
de calor y temperatura
Interpretación molecular
de la entropía
Cambios de entropía
en las reacciones químicas
Cambios de entropía
del entorno
Estrategias pedagógicas e
información complementaria
Al abordar este capítulo sería necesario presentar a
los alumnos la red de conceptos a tratar para que se
vayan familiarizando con los conceptos y la relación
que existe entre ellos. Se debe tener en cuenta que
van siendo cada vez más complejos los contenidos a
abordar y que deben estar afianzados los contenidos
y procedimientos tratados en los capítulos anteriores
al tratar este, ya que se debe hacer uso de ellos para
comprender los conceptos de entalpía y energía libre
de Gibbs y su relación con la entalpía.
Se les pueden presentar a los alumnos una serie de
imágenes, para que ellos los asocien con algunos conceptos de la red conceptual y entiendan que los parámetros termodinámicos que se estudiarán se evidencian en fenómenos naturales. Las imágenes a mostrar
pueden ser la evaporación y posterior condensación
del agua, el Universo en expansión, una erupción volcánica, entre otras.
30
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
Como en este capítulo se requiere que los alumnos
realicen cálculos, sería conveniente coordinarse con
docentes de matemática para que apoyen a aquellos
estudiantes que tienen dificultades en este subsector,
y no se transforme esto en un problema que impida a
los estudiantes desarrollar los ejercicios propuestos en
el capítulo. No se debe desconocer que muchas veces
la falta de habilidades matemáticas hace fracasar a los
estudiantes en la asignatura, por ello es también necesario diversificar el tipo de actividades propuestas, no
solo desarrollando actividades que impliquen cálculos,
sino también planteando problemas que impliquen un
manejo teórico de los conceptos. Un ejemplo de este
tipo de ejercicios se propone en la Guía de ejercicios
que se encuentra en la sección Actividades complementarias . Las actividades experimentales también
se constituyen en una buena oportunidad para que los
alumnos logren la comprensión de conceptos, ya que
al experimentar el alumno se hace más protagonista de
su proceso de aprendizaje y logra el desarrollo de habilidades de tipo procedimental. En las actividades de
UNIDAD 1
laboratorio, en reemplazo del tradicional informe escrito, se podría solicitar a los estudiantes que elaboren una
V de Gowin para informar de los resultados y conclusiones de los experimentos realizados. Esta estrategia
permite superar la dificultad que a veces se presenta
en los estudiantes para relacionar los aspectos teóricos con los resultados obtenidos en un experimento y
el posterior planteamiento de las conclusiones; al completar la V, los alumnos deben ordenar la información,
tener claridad cuáles son las preguntas de la investigación al asociarlas a los objetivos de la actividad, buscar
los fundamentos teóricos y, considerando los resultados obtenidos, plantear las conclusiones. Este tipo de
estrategia contribuye al aprendizaje significativo.
Utilización de la V de Gowin para informar de un
trabajo experimental
Para elaborar una V de Gowin, la V dibujada se divide
en cuatro dominios fundamentales: la pregunta central, dominio conceptual, dominio metodológico y los
acontecimientos, como se detalla a continuación. Esta
V fue adaptada para informar de un procedimiento experimental.
Pregunta central
Dominio conceptual
Se plantean las preguntas
del experimento
Dominio metodológico
Aseveraciones
de valor
Principios
Aseveraciones de
conocimiento
Teorías
Transformaciones: son
síntesis de los registros
expresadas en tablas,
gráficos, etc.
reacciones se podía determinar en forma experimental
o en forma teórica utilizando las entalpías estándar o
aplicando la Ley de Hess. Los parámetros termodinámicos a abordar en este capítulo, que son la entropía
y la energía libre de Gibbs, no se pueden determinar
en forma experimental.
Como los cambios químicos ocurren de forma espontánea hacia la disminución del contenido energético de
un sistema, podría deducirse que los procesos exotérmicos son espontáneos y que los endotérmicos no
son espontáneos, sin embargo, sabemos por nuestra
experiencia que existen procesos endotérmicos, como
el derretimiento de la nieve, que es espontáneo a cierta
temperatura, ya que necesita absorber cierta cantidad
de energía calórica para que ocurra. Esto nos indica que
no basta con conocer la variación de entalpía de un proceso para determinar si es espontáneo o no lo es, por
esto se hace necesaria la existencia de otros parámetros para determinar la espontaneidad de un proceso.
Como se planteó anteriormente, todo sistema tiende a
ir hacia un grado de energía menor y hacia un aumento
del grado de desorden. El grado de energía menor se
asocia a la entalpía y el grado de desorden a un nuevo
concepto a introducir que es la entropía, una función
de estado que, en forma muy simple, se puede señalar
que entrega información del desorden de un sistema.
Es así, como al relacionar la variación de entalpía con
la variación de entropía con la temperatura surge un
nuevo parámetro denominado energía libre de Gibbs,
pudiendo representarse con la siguiente expresión:
∆G = ∆H - T∆S
El signo de la variación de energía de energía libre de
Gibbs da cuenta de la espontaneidad de un proceso, existiendo tres opciones a temperatura y presión
constante.
Si ∆G > 0 el proceso no es espontáneo.
Si ∆G < 0 el proceso es espontáneo.
Registros: observaciones
hechas y registradas de los
eventos estudiados
Si ∆G = 0 el sistema esta en equilibrio y ∆H = T∆S.
Sugerencias metodológicas
Conceptos
Actividad inicial página 40
Acontecimientos
Materiales utilizados en el experimento
Información complementaria: espontaneidad en
las reacciones químicas
En el capítulo anterior se abordó uno de los parámetros termodinámicos, que es la variación de entalpía,
y que nos indica si un proceso absorbe o libera energía calórica. Se estableció que la entalpía de algunas
En la actividad inicial se pretende que los estudiantes
piensen en una situación que para ellos puede ser familiar, pero que la analicen desde una perspectiva distinta. Pensar que es muy difícil volver a armar la torre
con el naipe en el mismo orden ya que al tener muchas
cartas aumentan las posibilidades de combinarlos de
distinta forma. La finalidad es introducirlos en conceptos que son un tanto complejos para los estudiantes,
como espontaneidad y reversibilidad.
Capítulo 3 - Espontaneidad química
31
Ponte a prueba página 42
Ponte a prueba página 46
a) Este proceso es espontáneo. Siempre que se ponen
en contacto dos objetos de diferente temperatura, se
transfiere calor del objeto más caliente al más frío. En
este caso se transfiere calor del metal caliente al agua
fría. La temperatura final, una vez que el metal y el agua
alcanzan la misma temperatura (equilibrio térmico), tiene un valor comprendido entre las temperaturas iniciales del metal y del agua. b) La experiencia nos dice
que este proceso no es espontáneo; por el contrario, el
proceso inverso (la reacción de H2 con O2 para formar
H2O) es espontáneo una vez iniciado por una chispa o
llama. c) Por definición, el punto de ebullición normal es
la temperatura a la que el vapor a una presión de 1 atm
está en equilibrio con el líquido. Por tanto, se tiene una
situación de equilibrio. Ni la condensación del vapor de
benceno ni el proceso inverso son espontáneos. Si la
temperatura fuera inferior a 80,1 °C, la condensación
del vapor de benceno sería espontánea.
1. a) La evaporación de un líquido se da acompañada
de un gran aumento de volumen. Un mol de agua (18g)
ocupa alrededor de 18 mL como líquido y 22,4 L como
gas a TPN. Debido a que las moléculas están distribuidas en un volumen mucho mayor en estado gaseoso
que en estado líquido, el desorden aumenta durante la
vaporización. Por tanto, ∆S es positivo.
b) En este proceso los iones que pueden moverse libremente en el volumen más grande de la disolución
forman un sólido en el que están confinados a posiciones sumamente ordenadas. Por tanto, el desorden
disminuye y ∆S es negativo.
Ponte a prueba página 43
1. a) Un proceso reversible se caracteriza por volver al
estado inicial un sistema, no afectar el cambio neto de
un sistema y no afectar el cambio neto en el entorno.
b) Un proceso irreversible se caracteriza por no volver
al estado inicial un sistema, afectar el cambio neto de
un sistema y representar un proceso espontáneo.
2. a) Combustión del gas metano y enfriamiento del
agua caliente.
b) Fundir hielo a presión constante y la formación de la
capa de ozono.
Ponte a prueba página 45
Al desarrollar esta actividad el alumno deberá tener claro
el concepto de entropía y cómo se relaciona esta variable
con el estado de la materia en que se encuentre cada
sustancia, tener claridad de que al comparar una sustancia gaseosa con una líquida, la gaseosa -por la distancia
que separa a sus moléculas y por la escasa fuerza de
atracción entre ellas- tiene más facilidad para moverse
aumentando el grado de desorden; esto va disminuyendo
en el estado líquido por la menor separación y la mayor
atracción entre las moléculas y en el estado sólido es aun
menor. Ya que casi no hay espacio entre las moléculas
existe gran fuerza de atracción entre ellas. El manejar las
propiedades de los estados de la materia le permitirá al
alumno elaborar una fundamentación más contundente.
Los alumnos que no fundamentan adecuadamente
podrían repasar contenidos de las propiedades de los
estados de la materia tratados en cursos anteriores.
Lo pueden hacer en pagina de internet indicada en la
sección recursos disponibles de internet.
32
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
c) Las partículas de un sólido están mucho más ordenadas y confinadas a posiciones específicas que las
moléculas de un gas. Dado que un gas se convierte en
parte de un producto sólido, el desorden disminuye y
∆S es negativo.
Ahora se puede calcular el valor de ∆Ssis:
∆Ssis =
qrev
= (–571 J)/(234,3 K) = –2,44 J/K
T
Actividad 3.1 página 49
Para responder a las interrogantes planteadas, el estudiante debe tener afianzados procedimientos trabajados en los capítulos anteriores como planteamiento
y ajuste de ecuaciones, determinar si una reacción es
endotérmica o exotérmica y aplicar los nuevos como el
concepto de reversible e irreversible.
Para desarrollar esta actividad experimental se requiere el uso de implementos de seguridad como antiparras, delantal y guantes para evitar quemaduras con
el ácido, e incluso mascarilla por los vapores que expelen ambos reactivos a utilizar. Si no se cuenta con
estos materiales lo mas recomendable es no realizar
la actividad y si se cuenta con un número reducido
de ellos el docente podría hacer la actividad de forma
demostrativa y luego solicitar a los alumnos que respondan las preguntas planteadas.
Ponte a prueba página 49
El cambio de entropía asociado a la fusión de 1 mol
de hielo es:
∆Ssis =
qrev ∆Hfusión
6,01 kJ/mol
1 000 J
=
=a
b=a
b
T
T
273 K
1kJ
= 22,01 J/mol K
El cambio de entropía del entorno, ∆Sent, es de la misma magnitud pero de signo opuesto, porque el calor
fluye del entorno al sistema. El cambio neto de entropía del universo es, por tanto, cero, como es de esperar en un proceso reversible.
UNIDAD 1
Ponte a prueba página 50
a) El HCl gaseoso tiene más entropía porque los gases
están más desordenados que los sólidos. b) La muestra que contiene 2 mol de HCl tiene el doble de entropía que la muestra que contiene 1 mol. c) La muestra
de HCl tiene más entropía porque la molécula de HCl
es capaz de almacenar energía de más formas que el
Ar. Las moléculas de HCl pueden girar y vibrar; no así
los átomos de Ar. d) La muestra de N2 gaseoso tiene
más entropía porque los gases están más desordenados que los sólidos.
Actividad 3.2 página 51
El objetivo es que los alumnos relacionen los cambios
de estado con la temperatura y con la entropía. Las habilidades que el alumno trabajará en esta actividad son
la capacidad para analizar e interpretar gráficos nuevamente recordando las características de los estados de
la materia y la teoría cinético molecular para poder explicar cómo varía la entropía al aumentar la temperatura.
Ponte a prueba página 51
1. a) Afirmación verdadera porque la entropía aumenta
al cambiar de fase.
b) Afirmación correcta porque la entropía aumenta al
cambiar de fase.
c) Afirmación incorrecta porque en algunas reacciones
químicas el número de moléculas gaseosas es menor
disminuyendo la entropía.
2. La alternativa con mayor entropía es b) donde hay 2
mol de HCl y 1 mol de HCl porque al existir mayor cantidad de sustancia hay más entropía.
Ponte a prueba página 52
Aplicando la ecuación 3.8, se tiene que:
∆Sº = 2Sº(NH3) – [Sº(N2) + 3S(H2)]
Sustituyendo los valores apropiados de S° de la Tabla
3.1, se obtiene:
∆Sº = (2 mol)(192,5 J/mol K) – [(1 mol)(191,6 J/mol K) +
(3 mol)(130,6 J/mol K)] = –198,4 J/K
El valor de ∆S° es negativo, en armonía con nuestra
predicción cualitativa del ejercicio 3.6(b).
Ponte a prueba página 55
1. El Cl2(g) está en su estado estándar, de modo que
el ∆G°f de este reactivo es cero. A partir de la ecuación
balanceada y el apéndice C se tiene que:
∆G°f = 4∆G°f [PCl3(g)] – ∆G°f [P4(g)] – 6∆G°f [Cl2(g)]
= 4(–269,6 kJ/mol) – (24,4) – 0
= – 1 054,0 kJ/mol
El hecho de que ∆G° sea negativo nos dice que una
mezcla de P4(g), Cl2(g) y PCl3(g) a 25 °C, con cada
componente presente a una presión parcial de 1 atm,
reaccionaría espontáneamente en el sentido directo
para formar más PCl3. Recuérdese, sin embargo, que
el valor de ∆G° nada nos dice acerca de la velocidad
con la que se lleva a cabo la reacción.
2. Recuérdese que ∆G = G(productos) – G(reactivos).
Si se invierte la reacción, se invierten los papeles de
los reactivos y de los productos. Por tanto, al invertir la
reacción cambia el signo de ∆G, del mismo modo que
al invertir la reacción cambia el signo de ∆H. Así pues,
a partir del resultado del inciso (a):
4PCl3(g) 9: P4(g) + 6Cl2(g)
∆G° = +1 054 kJ
3. ∆G = -818 kJ /mol
Ponte a prueba página 56
2. a) La ecuación 3.20 nos dice que ∆G° es la suma del
término de entalpía ∆H° y el término de entropía –T∆S°.
La dependencia de ∆G° respecto de la temperatura proviene del término de entropía. Es de esperar que el ∆S°
de esta reacción sea negativo porque la cantidad de
sustancia de gas es menor en los productos. Debido a
que ∆S° es negativo, el término –T∆S° es positivo y crece al aumentar la temperatura. En consecuencia, ∆G°
se hace menos negativo (o más positivo) al aumentar la
temperatura. Por tanto, la fuerza motriz de la formación
de NH3 disminuye al aumentar la temperatura.
b) El ∆H° y el ∆S° de la reacción se calculan fácilmente a partir de los datos del apéndice C. Si se supone
que estos valores no cambian con la temperatura, se
puede calcular ∆G° a cualquier temperatura mediante
la ecuación 3.20. En T = 298 K, se tiene:
1 kJ
∆G = –92,38 kJ – (298 K)(–198,4 J/K) a
b
1 000 J
= –92,38 kJ + 59,1 kJ = –33,3 kJ
En T = 500 + 273 = 773 K:
J
1 kJ
ba
b
K
1 000 J
= –92,38 kJ + 153 kJ = 61 kJ
Advirtamos que se ha tenido el cuidado de convertir
–T∆S° a unidades de kJ para poder sumarlo a ∆H, que
tiene unidades de kJ.
∆G = –92,38 kJ – (773 K) a–198,4
Actividad 3.3 página 56
El objetivo de esta actividad es que los alumnos describan una reacción química y determinen sus parámetros termodinámicos. Esta experiencia de laboratorio no reviste mayor peligrosidad por los materiales
utilizados, requiriéndose solo delantal para evitar ensuciarse. Sin embargo para responder a las interrogantes planteadas se requiere tener buen manejo de
los contenidos tratados en los capítulos anteriores
Capítulo 3 - Espontaneidad química
33
como: planteamiento de ecuaciones, tipos de sistema,
estado inicial y final del sistema, y además manejar
adecuadamente la forma recalcular la variación de entalpía, de entropía y energía libre de Gibbs.
Recursos disponibles en internet
Para los alumnos que no recuerdan bien las propiedades de los estados de la materia y los cambios de
estado pueden trabajar en la página interactiva:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion
_interactiva_materia/curso/materiales/indice.htm
En la siguiente página se pueden encontrar los conceptos tratados en este capítulo y en los anteriores, explicados de forma clara y también se presentan problemas resueltos; los alumnos que necesitan información
adicional o quieren afianzar sus conocimientos pueden
recurrir a esta página:
h t t p : / / w w w. c l a s e s d e a p o y o . c o m / d o c u m e n t s /
search/2949
En la siguiente página puede encontrar información
que le ayudará y orientará en la utilización de la V de
Gowin como estrategia pedagógica:
http://www.eportafolios.com.ar/Portfolio/Trabajos
realizados/DIAGRAMA%20EN%20V%20DE%20
GOWIN.pdf
Actividades complementarias
• Guía de ejercicios
c) ¿Esta reacción es espontánea? ¿Por qué?
1. Indique qué signo debería tener la variación de entropía de cada uno de los siguientes procesos:
d) Prediga cómo será el signo de cada parámetro
termodinámico en esta reacción.
a) Separación de una mezcla gaseosa en sus componentes.
3. Responda las siguientes preguntas utilizando la
ecuación: ∆G = ∆H - T∆S
b) Disociación del cloruro de sodio en agua.
c) Disolución de un terrón de azúcar en agua.
d) 2H2(g) + O2(g) 9: H2O(g)
2. Al hacer reaccionar, en un tubo de ensayo, un trozo
de cinta de magnesio con ácido clorhídrico se obtiene como producto cloruro de magnesio y se libera el
gas hidrógeno. Se observa que el tubo se calienta.
a) Plantee la ecuación química de la reacción química.
b) ¿Cómo será el signo de la variación de entalpía
de esta reacción? Justifique su respuesta.
34
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
a) ¿Cómo debería ser el signo de ∆H para que la
reacción sea espontánea? Fundamente su respuesta.
b) Dé un ejemplo de un proceso que tenga un ∆H
positivo y un ∆S positivo.
c) Si el ∆H es positivo y el ∆S también lo es, ¿cómo
debería ser la temperatura para que la reacción
sea espontánea?
d) Plantee un ejemplo de un proceso exotérmico
que tienda al orden.
e) ¿Cómo debe ser el ∆H y T∆S para que la reacción no sea espontánea?
UNIDAD 1
Evaluación de síntesis
Capítulo 3
Nombre:
Puntaje obtenido:
1. Explique, ¿cuál es la diferencia fundamental entre
un proceso reversible y uno irreversible?
2. La reacción de preparación del hierro se representa
en la siguiente ecuación química:
Fe2O3 + 3C(s) 9: 2Fe(s) + 3CO(g)
Su ∆Hº es 500 Kj/mol y su ∆Sº es 0,5 Kj/mol. Indique si esta reacción es espontánea a 300 ºK, calculando la energía libre de Gibbs.
3. ¿En cuál de las siguientes reacciones se produce
un aumento de entropía?
H2O(l) 9: H2O(g)
CO(g) + Cl2(g) 9: COCl2(g)
4Fe(g) + 3 O2(g) 9: 2Fe2O3(s)
PCl5(g) 9: PCl3(g) + Cl2(g)
CO(g) + ½O2(g) 9: CO2(g)
A) Solo IV
B) Solo I y IV
C) II, III y V
D) Solo I
E) Solo I y II
4. Las variables que son fundamentales para determinar la espontaneidad de un proceso son:
I.
II.
III.
IV.
V.
Nota:
6. Considerando los siguientes valores de entropía
estándar a 25 ºC
Sustancia
H2O(l)
H2(g)
O2(g)
Sº Joule/ K.mol
69,9
130,7
205,0
Calcula la variación de entropía estándar de la reacción:
H2(g) + ½O2(g) 9: H2O(l)
Explique el significado del signo de la variación de
entropía de esta reacción:
7. Compare la entropía del reactante y del producto
en la siguiente ecuación:
H2O(g) 9: H2O(l)
Considerando la entropía de cada uno explique en
que sentido el proceso será espontáneo.
8. Considerando los valores estándares de energía
libre de Gibbs a 25 ºC, indique si las siguientes reacciones químicas son espontáneas o no espontáneas:
a) Fe2O3(s) + 3C(s) 9: 2Fe(s) + 3CO(g)
b) NH3(g) + 5O2(g) 9: 4NO(g) + 6H2O(l)
Sustancia
Fe2O3(s)
C(s)
Fe(s)
CO(g)
∆Gºf (KJ/mol)
-742,20
0
0
-137,16
III La temperatura.
Sustancia
NH3(g)
O2(g)
NO(g)
H2O(1)
IV. El calor.
∆Gºf (KJ/mol)
-16,45
0
86,55
-237,13
I. La variación de entalpía.
II. La energía interna.
V. La variación de entropía.
9. En la reacción de síntesis del etano
A) Solo I y V
C2H4(g) + H2(g) 9: C2H6(g)
B) Solo I y III
a) Calcule ∆H y ∆S considerando los datos experimentales de la tabla:
C) I, IV y V
D) Solo II y III
E) I, III y V
5. El sodio metálico reacciona espontáneamente y
violentamente con el agua formando hidróxido de
sodio e hidrógeno gaseoso, desprendiendo calor,
lo que queda en evidencia por la llama amarilla que
aparece cuando el sodio entra en contacto con el
agua. Los respectivos signos de ∆G , ∆H y ∆S para
esta reacción serán:
a) + , - , +
d) + , - , -
b) - , - , +
e) - , + , +
c) - , + , -
Sustancia
C2H4(g)
H2 ( g )
C2H6(g
Sº (Joule/K.mol )
219,20
130,68
229,10
∆Hºf ( KJ /mol )
52,30
0
-83,80
b) Indique, ¿a cuales de las siguientes temperaturas la reacción será espontánea?
-300 ºK
-1000 ºK
10. Explique a través de un ejemplo, ¿cómo se relaciona la entropía con la segunda ley de la termodinámica?
Capítulo 3 - Espontaneidad química
35
Criterios de evaluación e indicadores
Rúbrica para evaluar elaboración de V de Gowin
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Pregunta central
Identifica la pregunta central y la
Identifica la pregunta central y su No identifica la pregunta
redacta en forma clara y coherente. redacción no es muy clara.
central.
Dominio conceptual
Identifica los conceptos pertinentes, describe las teorías y principios que corresponden de acuerdo
al tema de estudio.
Identifica algunos de los conceptos pertinentes y describe algunas de las teorías y principios
que corresponden de acuerdo al
tema de estudio.
Identifica solo algunos de los
conceptos pertinentes y no
describe las teorías y principios
que corresponden de acuerdo al
tema de estudio.
Dominio metodológico
Registra todos los datos de las
observaciones realizadas en forma
detallada; transforma la información recopilada para presentarla
de la forma mas indicada; plantea
las aseveraciones de valor y de
conocimiento adecuadas.
Registra solo algunos de los datos de las observaciones realizadas; al hacer la transformación la
presentación de los datos no es
la más adecuada y plantea solo
algunas de las aseveraciones de
valor y de conocimiento.
Registra muy pocos datos de
las observaciones realizadas; la
transformación de la información para presentarla no está
presente o es inadecuada y no
plantea aseveraciones de valor
ni de conocimiento.
Acontecimientos
Describe en forma detallada los
eventos realizados y menciona los
materiales a utilizar.
Describe los acontecimientos de
los eventos realizados y menciona algunos de los materiales a
utilizar.
La descripción de los acontecimientos es incompleta,
obviando los aspectos más
relevantes del procedimiento y
hace mención solo a algunos o
ninguno de los materiales.
Rúbrica para evaluar evaluación de síntesis del capítulo
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Diferencia procesos reversibles de
irreversibles.
En el ítem 1 es capaz de explicar
la diferencia entre ambos tipos de
procesos, estableciendo los criterios
fundamentales de comparación.
En el ítem 1 explica en qué se
diferencian ambos procesos,
estableciendo algunos tipos de
criterios de comparación.
En el ítem 1 no logra explicar
la diferencia fundamental entre
ambos procesos.
Determina la espontaneidad de un proceso en función de
su direccionalidad.
Responde correctamente el ítem 8
en la parte b, al explicar con lenguaje claro y apropiado la direccional
del proceso en función del aumento
de entropía.
Responde el ítem 8 en forma
parcialmente correcta, al indicar
la direccionalidad del proceso, no
fundamentándolo en función del
aumento de entropía.
No responde en forma satisfactoria el ítem 8, al no indicar
correctamente cuál es la direccionalidad de ese proceso.
Identifica la entropía
como una variable
de estado que mide
la aleatoriedad de un
sistema.
Responde correctamente el ítem 3
al identificar las reacciones en que
aumenta la entropía, discriminando
que el aumento de entropía puede
deberse a la cantidad de moléculas,
o el estado en que se encuentran.
Responde al ítem 3 en forma parcialmente correcta, al identificar
solo una de las reacciones que en
que aumenta la entropía, al considerar solo uno de los factores que
pueden permitir predecirla en una
ecuación química.
Responde el ítem 3 en forma
insatisfactoria, al no identificar
aquellas reacciones en que
aumenta la entropía.
Compara el estado
de entropía final con
el inicial de un sistema, reconociendo
que cuando un proceso es espontáneo
la entropía aumenta.
Responde correctamente el ítem 8,
parte a y b, al ser capaz de calcular
la entropía inicial y final del sistema
por la distribución molecular y luego
indicar en qué sentido el proceso
será espontáneo, lo que depende del
sentido en que aumente la entropía.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 8, al ser capaz
de calcular el estado inicial y final
del sistema, pero no explicar el
sentido del proceso espontáneo.
Responde en forma incorrecta
el ítem 8, al no ser capaz de
calcular la entropía inicial y final
del sistema, ni el sentido de la
espontaneidad del proceso.
36
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
UNIDAD 1
Asocia los cambios
a nivel molecular
con los cambios de
entropía para explicar la entropía de un
proceso.
Responde correctamente los ítems
3 y el 8, al relacionar y calcular los
cambios a nivel molecular (estado
de la materia en que se encuentran
las sustancias) con el cambio de
entropía, si aumenta o disminuye.
Responde en forma correcta
el ítem 3 o el 8, al relacionar y
calcular sólo en algunas ocasiones
los cambios a nivel molecular
(estado de la materia en que se
encuentran las sustancias) con el
cambio de entropía, si aumenta o
disminuye.
Responde en forma insatisfactoria los ítems 3 y el 8, al no ser
capaz de relacionar ni calcular
los cambios a nivel molecular
(estado de la materia en que
se encuentran las sustancias)
con el cambio de entropía, si
aumenta o disminuye.
Explica la entropía de Responde correctamente los ítems
sustancias puras.
7 y 10, al calcular correctamente
la variación de entalpía utilizando
los valores estándar, al considerar
que se calcula al restar la sumatoria de la entropía estándar de los
reactantes a la sumatoria de las de
los productos.
Responde correctamente solo
uno de los dos ítems, calculando
correctamente la variación de
entropía en uno de ellos y cometiendo errores de signos en el otro
ítem, o no multiplicando por los
coeficientes estequiométricos.
Responde en forma insatisfactoria ambos ítems, al no
utilizar adecuadamente los
valores estándar para calcular
entropía, cometiendo errores de
signos o no multiplicar por los
coeficientes estequiométricos.
Comprende los cam- Responde correctamente el ítem 7
explicando el significado del signo
bios entrópicos de
reacciones químicas. de la entropía y los ítems 5 y 6, interpretando correctamente los cambios entrópicos al indicar cuál es el
signo de la entropía en un proceso
natural y en uno experimental.
Solo responde correctamente
2 de los 3, ya sea explicando el
significado del signo de la entropía
en una reacción y/o interpretando
correctamente los cambios entrópicos, al indicar cual es el signo de
la entropía en un proceso natural
y/o en uno experimental.
No responde en forma satisfactoria el ítem 7, al no explicar el significado del signo de la entropía
y en los ítems 5 y 6, no es capaz
de interpretar correctamente los
cambios entrópicos, al no indicar
el correspondiente signo de la
entropía en un proceso natural
y/o en uno experimental.
Relaciona la energía
libre a través de la
interpretación del
significado de los
signos de la variación
de entalpía y de la
variación de entropía
por la temperatura.
Responde correctamente los ítems
2, 4, 5, 6 y 10, identificando a la
variación de entalpía, variación
de entropía y temperatura como
las variables fundamentales para
determinar la energía libre de Gibbs;
atribuye los signos indicados a la
variación de entalpía ,a la variación
de entropía y de energía libre de
Gibbs de procesos y determina
la espontaneidad de un proceso
dependiendo de la temperatura a la
que ocurra.
Responde correctamente el ítem
10, al determinar la espontaneidad
de un proceso dependiendo de la
temperatura; en el ítem 4 identifica a la variación de entalpía, variación de entropía y temperatura
como las variables fundamentales
para determinar la energía libre
de Gibbs y atribuye los signos correctos a la variación de entropía ,
variación de entalpía y de energía
libre de Gibbs en alguno de los
procesos del ítem 2, 5 y 6.
Responde en forma insatisfactoria, al no responder en
forma completamente correcta
el ítem 10, no siendo capaz
de relacionar adecuadamente
el signo de la energía libre de
Gibbs a distintas temperaturas;
no identifica todas variables
fundamentales para determinar
la energía libre de Gibbs; no
atribuye los signos correctos a
la variación de entropía , variación de entalpía y de energía
libre de Gibbs en alguno de los
procesos del ítem 2, 5 y/o 6.
Analiza procesos
naturales y experimentales relacionando la energía libre y
la espontaneidad.
Responde correctamente los ítems
5 y 9, al ser capaz de desglosar
los parámetros termodinámicos de
procesos naturales y artificiales,
asignándole un signo y determina
la espontaneidad de un proceso al
calcular la energía libre e interpreta
su signo.
Responde correctamente el ítem
9, al calcular la energía libre de
Gibbs e interpretar su signo y
responde en forma parcialmente
correcta el ítem 5, al ser capaz de
desglosar correctamente solamente algunos parámetros termodinámicos de procesos naturales y
artificiales.
Responde en forma incorrecta
el ítem 9, al calcular incorrectamente la energía libre de Gibbs
y no interpretar adecuadamente
el significado de su signo; en el
ítem 5 no es capaz de desglosar
correctamente los parámetros
termodinámicos de procesos
naturales y artificiales.
Capítulo 3 - Espontaneidad química
37
Solucionario
Guía de ejercicios
1. a) Positivo
b)
c)
d)
2. a)
Positivo
Positivo
Negativo
Mg + 2 HCl 9: MgCl2 + H 2
b) Será negativo, ya que si el tubo se calienta está
indicando que la reacción libera calor, siendo
exotérmica.
c) Para saber si es espontánea se debe considerar
la relación ∆G = ∆H -T∆S y como ∆H es negativo por ser exotérmica, tender al desorden por
la liberación de gas, siendo ∆S, entonces el signo del ∆G, será negativo, pudiendo predecirse
que el proceso es espontáneo al ser exotérmico
que tiende al desorden.
d) ∆H negativo, ∆S positivo y ∆G negativo.
3. a) ∆H debe ser – porque si T∆S se le resta entonces el signo de ∆G será negativo, lo que indica
que el proceso es espontáneo. Este es un proceso exotérmico que tiende al desorden.
b) La evaporación de una sustancia.
c) La temperatura debe ser alta de forma que ∆H
< T∆S.
d) Puede ser la condensación.
Puede ser la solidificación.
e) ∆H positivo y T∆S negativo.
Evaluación Capítulo 3
1. La diferencia fundamental entre un proceso reversible y uno irreversible radica en que en el reversible
el sistema que sufrió el cambio puede volver a su
condición inicial, sin que exista un cambio neto en
el sistema y en el entorno, solo se invierte el proceso existiendo un solo valor de q. En cambio el irreversible no se puede invertir para volver el sistema
y el entorno a su estado original. Para volverlo al
estado original se requiere seguir un camino distinto , lo que implica un valor diferente de w y q.
38
Unidad 1 - Reactividad química y termodinámica
2. ∆G = 350 KJ/mol como ∆G >0 el proceso no es
espontáneo.
3. B
4. E
5. B
6. ∆S = -163,3 J/ K.mol
El signo de la variación de entalpía esta indicando
que en este proceso se tiende al orden.
7. El agua gaseosa tiene mayor entropía, ya que al
estar como gas las moléculas tienen mayor libertad
de movimiento, aumentando el grado de desorden;
en cambio el agua líquida tiene menor entropía que
la gaseosa, porque las moléculas tienen menos espacio entre ellas y mayor fuerza de atracción, lo
que les dificulta moverse con tanta libertad como
los gases. Considerando que la espontaneidad de
un proceso se da cuando se aumenta la entropía,
puede señalarse que el proceso será espontáneo
en sentido inverso, desde el agua líquida al agua
gaseosa, ya que ahí se tenderá a un aumento de la
entropía.
8. ∆G de la reacción a es 330,72 KJ/mol, por lo tanto
no es una reacción espontánea.
∆G de la reacción b es -1060,13 KJ/mol, por lo tanto es una reacción espontánea.
9. a) ∆S = 0,12078 KJ/ K.mol
∆H = -136,1 KJ/mol
b) La reacción será espontánea a ambas temperaturas, ya que la energía libre de Gibbs a 300 ºK
es -172,334 KJ/mol y a 1000 ºK es -256,88 KJ/
mol.
10. El ejemplo podría ser una erupción volcánica. El
volcán es un sistema abierto que tiene gran entropía, al hacer erupción la entropía aumenta, provocando también un aumento de entropía en el entorno que será mayor que la del sistema. Como este
es un proceso exotérmico la entropía del entorno
aumentara por el calor liberado por el sistema.
Capítulo
4
El equilibrio químico
Red conceptual del capítulo
Concepto de
equilibrio
Equilibrios
heterogéneos
Constante de
equilibrio
Energía libre y
constante de equilibrio
Magnitud de la
constante de equilibrio
Unidades de la
constante de equilibrio
Cálculo de la constante
de equilibrio
Aplicaciones de la
constante de equilibrio
Cálculo de la concentración
en el equilibrio
Principio de Le
Châtelier
Cambios de concentración
de reactantes o productos
Efecto de los cambios
de volumen y presión
Estrategias pedagógicas e
información complementaria
En este capítulo, el alumno debe utilizar los conocimientos de tipo conceptual y procedimental adquiridos al tratar los capítulos anteriores como el ajuste y
planteamiento de ecuaciones, el cálculo y significado
de los parámetros termodinámicos, entalpía, entropía
y energía libre de Gibbs. Considerando estos aspectos
se propone la actividad inicial del texto del estudiante.
Para introducir el capítulo se podría preguntar a los
estudiantes que entienden por equilibrio y luego asociarlo con situaciones o fenómenos de la vida diaria,
de modo que logren descubrir en ellas algunos de los
conceptos a tratar en este capítulo. Una forma sería
mostrar distintos tipos de situaciones para que ellos
clasifiquen el tipo de sistema y luego comenten si son
procesos reversibles, de qué forma se puede alterar
el equilibrio de ese sistema y predigan lo que podría
ocurrir. De esta forma, podrán visualizar que los temas
a tratar en esta unidad están presentes en procesos
Efecto de los cambios
de temperatura
Efecto de los
catalizadores
naturales. Es importante que en el transcurso del tratamiento del capítulo se retomen estos ejemplos para
que el alumno pueda ir conectando los diversos conceptos con procesos que ocurren en forma natural y
no solo sucesos experimentales. Del mismo modo,
ellos podrán ir agregando más elementos que facilitarán su comprensión. Esta actividad se detalla en la
sección actividades complementarias.
Para que los estudiantes valoren el aporte de la ciencia y conozcan cómo se hace ciencia, se propone una
actividad complementaria de investigación de la biografía de algunos de los científicos que desarrollaron
investigaciones relacionadas con temáticas del capítulo. Esta actividad les permitirá desarrollar habilidades
como la recopilación y el procesamiento de la información y la comunicación de información, la que será de
forma oral, escrita y a través de imágenes. Las presentaciones de los alumnos se pueden ir haciendo en distintas clases a modo de introducción a las temáticas
que se relacionen con los descubrimientos del científico investigado. Es importante que las presentaciones
Capítulo 4 - El equilibrio químico
39
sean en orden cronológico. Al desarrollar la investigación y elaborar el cómic, los estudiantes pueden consultar a otros profesores, como profesores de historia,
de lenguaje, de artes. Es importante trabajar la interdisciplinariedad ya sea en contenidos de tipo conceptual o procedimental.
Información complementaria para abordar el
capítulo
El tema del equilibrio químico es de mucha importancia en el aprendizaje de la química debido a que está
asociado con la reacción química que es el principal
objeto de estudio de esta ciencia. Como este es un
tema un tanto complejo para tratar, es importante que
el docente lo aborde de la forma más entendible para
los estudiantes. Ahondando un poco en la historia de
este concepto, surgen tres modelos históricos que
pretenden explicarlo desde distintos ángulos. El modelo centrado en las fuerzas tiene dos versiones, una
de ellas es el modelo de acción de las masas, el que
indica que las fuerzas son proporcionales a las masas
de las sustancias reaccionantes, de tal modo, ninguna
reacción de desplazamiento sería completa, debido
a que se establece un equilibrio entre fuerzas opuestas cuya magnitud depende tanto de la diferencia de
afinidades como de las proporciones relativas. Otro
modelo es el centrado en la energía, aquí se habla de
velocidades de reacción, su igualdad en el equilibrio y
la determinación cinética de la constante de equilibrio,
en el equilibrio químico el número de moléculas que se
están descomponiendo en un cierto tiempo es igual al
número de moléculas que se va formando. Un tercer
modelo es el centrado en la energía, que incorpora la
termodinámica al estudio de las reacciones químicas,
en este modelo se distinguen dos enfoques. El primero considera que el estado de equilibrio se logra cuando un sistema químico produce un trabajo máximo y
alcanza un potencial energético mínimo. El segundo
plantea que el estado de equilibrio se logra cuando un
sistema químico alcanza un potencial termodinámico
(no energético) mínimo, es decir, un sistema está en
equilibrio cuando su energía libre tiene el valor mínimo.
Sería importante comentarles a los alumnos las distintas formas de abordar el equilibrio químico para reafirmar que las verdades científicas no son inmutables,
tampoco son una acumulación de observaciones, sino
que se forman a través de un proceso colectivo y continuo situado en un contexto histórico. Lo más aceptado actualmente es la naturaleza termodinámica del
equilibrio, este enfoque permite explicar por qué las
constantes de equilibrio son adimensionales y, usando
el concepto de actividad, por qué no se incluyen sólidos y líquidos puros en la ecuación de la constante de
equilibrio. Es justamente considerando este aspecto
40
Unidad 1 - Reactividad
Reactividadquímica
químicayytermodinámica
termodinámica
que se trata el tema de equilibrio químico en la unidad
de termodinámica de este texto.
Sugerencias metodológicas
Actividad inicial página 62
En la actividad inicial, se pretende que los estudiantes apliquen lo aprendido en los capítulos anteriores,
apuntando principalmente a la evaluación de objetivos
procedimentales como plantear ecuaciones químicas
y calcular la variación de entalpía, entropía y la energía
libre de Gibbs. Del mismo modo, se evalúan objetivos
de tipo conceptual como el relacionar la reversibilidad
de un proceso con la entropía. Sería recomendable
que esta actividad se hiciera en parejas para que los
estudiantes pudieran complementar sus conocimientos y discutir al responder la pregunta 2b.
Ponte a prueba página 65
El estudiante debe reconocer que en una reacción química se alcanza el equilibrio cuando las concentraciones de reactivos y productos en un sistema cerrado
dejan de cambiar en el tiempo. Además, el equilibrio
químico es un estado dinámico donde el valor de las
velocidades de las reacciones directa e inversa se
iguala y la reacción total no se detiene.
Ponte a prueba página 66
1. La constante de equilibrio de la formación del amoniaco es:
[NH3]2
[H2]3 [N2]
—
Keq =
2. a) En el caso de una reacción en fase gaseosa, se
utilizan las presiones parciales de productos y reactivos como términos de concentración:
Keq =
(PO2)3
(PO3)2
b) De forma análoga, se tiene que:
Keq =
(PNOCl)2
(PNO)2PCl2
c) En el caso de una reacción acuosa, se toman las
concentraciones molares de productos y reactivos
como términos de concentración:
Keq =
[Ag(NH3)2+]
[Ag+][NH3]2
3. La expresión de la constante de equilibrio para las
siguientes reacciones son:
UNIDAD 1
a)
Kc=
[HI]
[H2] [I2]
2
b)
Keq=
[CdBr42-]
[Br -]4 [Cd2+]
Ponte a prueba página 68
1. El ∆G° de esta reacción es: ∆G° = –33,3 kJ. Sin embargo, debemos hacer algunos cambios a las unidades
de esta cantidad aplicando la ecuación 4.11. Para que
las unidades concuerden correctamente, expresaremos ∆G° en unidades de kJ/mol. El término “por mol”
significará aquí “por mol de la reacción tal como está
escrita”. Así pues, usaremos ∆G° = –33,3 kJ/mol, que
implica por mol de N2, por tres moles de H2 y por dos
moles de NH3. Ahora podemos emplear la ecuación
4.11 para calcular el ∆G en estas condiciones no estándar:
Ahora insertamos este valor en la ecuación 5.14 para
obtener Keq:
Keq = e–∆Gº/RT = e13.4 = 7 × 105
Ponte a prueba página 69
Si se multiplica la primera ecuación por 2 y se efectúa
el cambio correspondiente en su constante de equilibrio (elevarla a la potencia 2), se obtiene:
2HF(ac) EF 2H+(ac) + 2F –(ac)
Invirtiendo la segunda ecuación y, una vez más, efectuando el cambio correspondiente en su constante de
equilibrio (tomar el recíproco) se obtiene:
2H+(ac) + C2O42–(ac) EF H2C2O4(ac)
= (–33,3 kJ/mol) + (–11,6 kJ/mol) = –44,9 kJ/mol
Vemos que ∆G se torna más negativo y cambia de
–33,3 kJ/mol a –44,9 kJ/mol cuando las presiones de
N2, H2 y NH3 cambian, de 1 atm cada una (condiciones
estándar, ∆G°) a 1 atm, 3 atm y 0,5 atm, respectivamente. El valor negativo más grande de ∆G indica una
“fuerza motriz” mayor para producir NH3. Se habría
hecho la misma predicción a partir del principio de Le
Châtelier. Con respecto a las condiciones estándar, se
ha aumentado la presión de un reactivo (H2) y se ha
reducido la presión del producto (NH3). El principio de
Le Châtelier predice que ambos cambios deben desplazar más la reacción hacia el lado del producto, por
lo cual se forma más NH3.
2. Al realizar esta actividad, se les debe recalcar a los
estudiantes que para poder plantear la expresión de la
constante de equilibrio deben verificar que la ecuación
esté ajustada y tener presente que en la constante de
equilibrio solo participan las sustancias que están en
disolución acuosa o en estado gaseoso, los sólidos
puros y los líquidos puros no participan.
3. Con este valor podemos calcular –∆G°/RT, el exponente de la ecuación 4.13:
–∆Gº
–(33,300 J/mol)
=
= 13,4
RT
[(8,314 J/mol-K)(298 K)]
Keq = 2,6 × 105
Ahora se tienen dos ecuaciones cuya suma da la ecuación neta, y se pueden multiplicar los valo,5es individuales de Keq para obtener la constante de equilibrio
deseada:
2HF(ac) EF 2H+(ac) + 2F –(ac)
∆G = ∆Gº + RT ln Q
= (–33,3 kJ/mol) + (8,314 J/mol K)(298 K)
(1 kJ/1 000 J) ln (9,3 × 10–3)
Keq = 4,6 × 10–7
2H+(ac) + C2O42–(ac) EF H2C2O4(ac)
2HF(ac) + C2O42–(ac)EF 2F –(ac) + H2C2O4(ac)
Keq = (4,6 × 10–7)(2,6 × 105) = 0,12
Ponte a prueba página 71
1. Kp= PH2O
2. a) La expresión de la constante de equilibrio es:
PCO
Keq =
PCO2 PH2
Debido a que el H2O aparece en la reacción como líquido puro, su concentración no aparece en la expresión de la constante de equilibrio.
b) La expresión de la constante de equilibrio es:
(P )2
Keq = CO2 2
(PCO)
Dado que el SnO2 y el Sn son sólidos puros, sus concentraciones no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio.
c) La expresión de la constante de equilibrio es:
[Sn2+] PH2
Keq =
[H+]2
Como el Sn es un sólido puro, su concentración no
aparece en la expresión de la constante de equilibrio.
Advierte que en la misma expresión aparecen tanto
molaridades como presiones parciales.
Capítulo
Capítulo44--El
Elequilibrio
equilibrio químico
químico
41
Ponte a prueba página 72
[NH3] = 0,0124 M – 4,64 × 10–4 M = 0,01194 M
Para calcular la constante de equilibrio, los alumnos
primero deben plantear la ecuación de disociación del
ácido acético. Si el alumno presenta dificultad por no
recordar lo que es disociar o, particularmente, la disociación de los ácidos, entonces se les puede indicar
que disociar es lo contrario de asociar, lo que significa
que el compuesto se separará, también explicar que,
como se trata de un ácido, considerando la teoría de
Arrenhius que define un ácido como toda sustancia
que al estar en solución acuosa se disocia generando
iones de hidrógeno, en este caso, lo que ocurrirá es la
generación del protón y del ión acetato. El cálculo de
la constante de equilibrio no debería presentar mayor
dificultad si el alumno maneja el como plantearla y luego reemplaza los datos para obtener su valor.
1.
Keq =
(PNH3)2
(0,166)2
=
= 2,78 × 10–5
PN2 (PH2)3 (2,46) (7,38)3
2. Primero se escriben en la tabla las concentraciones iniciales y de equilibrio conocidas de todas las especies de la expresión de la constante de equilibrio.
Además, se deja espacio en la tabla para anotar los
cambios de concentración. Como se muestra, es conveniente poner la ecuación química como encabezado de la tabla. Adviértase que no hay entradas en la
columna que está abajo del agua, porque esta es un
disolvente y no aparece en la expresión de la constante de equilibrio:
NH3(ac) + H2O(l) EF NH4 (ac) + OH (ac)
+
Inicial
Cambio
Equilibrio
0,0124 M
0M
–
0M
4,64 × 10–4 M
(con una cifra significativa adicional)
De forma análoga, la concentración de equilibrio de
NH4+ es:
[NH4+] = 0 M + 4,64 × 10–4 M = 4,64 × 10–4 M
La tabla completa se ve ahora como sigue:
NH3(ac) + H2O(l) EF NH4+(ac) + OH–(ac)
Inicial
0,0124 M
Cambio
Equilibrio
0M
0M
–4,64 × 10–4 M
+4,64 × 10–4 M +4,64 × 10–4 M
0,0119 M
4,64 × 10–4 M 4,64 × 10–4 M
Por último, ahora que ya se conoce la concentración
de equilibrio de cada reactivo y producto, se puede
calcular la constante de equilibrio a partir de la expresión de la constante de equilibrio:
Keq =
[NH4+] [OH–] (4,64 × 10–3)2
=
= 1,81 × 10–5
(0,0119)
[NH3]
Ponte a prueba página 74
1. Se sabe que la constante de equilibrio para la formación de amoniaco mediante el proceso Haber es:
Keq=
(PNH3)2
(PH2)3 ∙ PN2
Para calcular la presión parcial del amoniaco se despeja:
(PNH3)2 = (PH2)3 × PN2 × Keq
(PNH3)2 = (0,928)3 × (0,432) (1,45 x10 -5)
(PNH3)2 = 5 x 10-6 / Aplicar raíz
PNH3 = 2,2 x10-3 atm
En segundo lugar, se calcula el cambio de concentración de OH–, usando los valores inicial y de equilibrio.
El cambio es la diferencia entre los valores de equilibrio e inicial: 4,64 × 10–4 M.
2. Primero se calculan las presiones parciales iniciales
de H2 e I2:
En tercer término se calculan los cambios de las otras
especies a partir de la estequiometría de la reacción.
La ecuación química balanceada indica que, por cada
mol de OH– que se forma, se debe consumir 1 mol
de NH3. Por tanto, la cantidad de NH3 consumido es
también 4,64 × 10–4 M. El mismo razonamiento nos
da la cantidad de NH4+ producido, que es igualmente
4,64 × 10–4 M.
PH2 =
nH RT (1 000 mol) (0,0821 L atm/mol K) (721 K)
2
=
V
1L
= 59,19 atm
PN2 =
nN RT (2 000 mol) (0,0821 L atm/mol K) (721 K)
2
=
V
1L
= 118,4 atm
En cuarto lugar se calculan las concentraciones de
equilibrio usando las concentraciones iniciales y los
cambios. La concentración al equilibrio de NH3 es la
concentración inicial menos la que se ha consumido:
42
Unidad 1 - Reactividad
Reactividadquímica
químicayytermodinámica
termodinámica
En segundo lugar, se construye una tabla en la que se
registran las presiones parciales iniciales:
H2(g)
Inicial
Cambio
Equilibrio
59,19 atm
+
I2(g)
118,4 atm
EF
2HI(g)
0 atm
UNIDAD 1
En tercer lugar, y a partir de la estequiometría de la
ecuación química, se establecen los cambios de presión parcial que ocurren conforme la reacción avanza
hacia el equilibrio. Las presiones parciales de H2 e I2
disminuyen conforme se establece el equilibrio, y la de
HI aumenta.
Sea la variable x el cambio de presión parcial de H2.
La ecuación química balanceada nos indica la relación entre los cambios de presión parcial de los tres
gases:
Ponte a prueba página 76
a) El sistema se ajustará con el fin de disminuir la concentración del N2O4 agregado, por lo que el equilibrio
se desplazará a la derecha, en dirección de los productos.
b) El sistema se ajustará ante la eliminación de NO2,
desplazándose hacia el lado que produce más NO2;
por tanto, el equilibrio se desplazará a la derecha.
Por cada x atm de H2 que reaccionan, también se consumen x atm de I2, y se producen 2x atm de HI.
c) La adición de N2 aumenta la presión total del sistema, pero el N2 no participa en la reacción. Por tanto,
las presiones parciales de NO2 y N2O4 no cambian y la
posición del equilibrio no se desplaza.
En cuarto lugar, se expresan las presiones parciales de
equilibrio a partir de las presiones parciales iniciales
y los cambios de presión parcial, de acuerdo con la
estequiometría. Con todas las entradas, se tiene ahora
la siguiente tabla:
d) Si se aumenta el volumen, el sistema se desplazará en
el sentido que le permite ocupar un volumen mayor (más
moléculas de gas); por tanto, el equilibrio se desplazará
a la derecha. (Este efecto es opuesto al que se observó
en la Figura 4.11, donde se redujo el volumen.)
H2(g)
Inicial
Cambio
Equilibrio
+
I2(g)
EF
2HI(g)
59,19 atm
118,4 atm
0 atm
–x atm
–x atm
+2x atm
59,19 – x atm
118,4 – x atm
2x atm
En quinto lugar, se sustituyen las presiones parciales
de equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio y se despeja x, la única incógnita:
Keq =
(PHI)2
(2x)2
=
= 50,5
PH2 PI2 (59,19 – x) (118,4 – x)
Si dispones de una calculadora capaz de resolver
ecuaciones, puedes despejar x directamente de esta
ecuación. En caso contrario, expande esta expresión
para obtener una expresión cuadrática en x:
4x2 = 50,5(x2 – 177,6x + 7,01 3 103)
46,5x2 – 8,97 3 103x + 3,54 3 105 = 0
La resolución de la ecuación cuadrática proporciona
dos soluciones de x:
x=
–(–8,97 × 103) ± (–8,97 × 103)2 – 4(46,5)(3,54 × 105)
2(46,5)
= 137,6 o 55,3
La sustitución de la primera de estas soluciones, x =
137,6, en la expresión de las presiones parciales de
equilibrio da presiones parciales negativas de H2 e I2.
Una presión parcial negativa carece de sentido en términos químicos, por lo que se desecha esta disolución.
La otra disolución, x = 55,3, permite hallar las presiones parciales de equilibrio:
PH2 = 59,19 – x = 3,85 atm
PI2 = 118,4 – x = 63,1 atm
PHI = 2x = 110,6 atm
e) La reacción es endotérmica; por tanto, se puede
concebir el calor como un reactivo del lado izquierdo
de la ecuación. Disminuir la temperatura desplazará el
equilibrio en el sentido que produce calor, por lo que
el equilibrio se desplaza a la izquierda, hacia la formación de más N2O4. Observa que solo este último
cambio influye también en el valor de la constante de
equilibrio, Keq.
Actividad 4.1 página 79
Para desarrollar esta actividad experimental, el
alumno debe poner en práctica habilidades procedimentales como la manipulación de instrumental de
laboratorio para medir volúmenes, debe manejar el
concepto de dilución y ser muy metódico y cuidadoso en el orden de adición de cada sustancia. Se le
debe indicar la importancia del orden de adición para
poder percibir los cambios de coloración que evidenciará y el desplazamiento del equilibrio y que debe
ser muy cuidadoso cuando manipule el ácido y el hidróxido de sodio. Se le puede solicitar que organice
la información de esta actividad en una V de Gowin,
herramienta metodológica que fue presentada en el
capítulo anterior.
Recursos disponibles en internet
Para analizar gráficos de la influencia de la presión y la
temperatura en el equilibrio de la formación del amoniaco, pueden ingresar a una página interactiva donde
se puede ir modificando la presión y la temperatura e
ir analizando como varían. La página es: http://tinyurl.
com/5we24f2
Esta actividad podría ser desarrollada por los alumnos
que tienen dificultades para visualizar el principio de
Capítulo
Capítulo44--El
Elequilibrio
equilibrio químico
químico
43
Le Châtelier en la influencia que tienen la presión y la
temperatura en el desplazamiento del equilibrio.
En la página http://www.gobiernodecanarias.org/
educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/index.
htm, los alumnos pueden desarrollar actividades interactivas y repasar contenidos de la unidad, puede
servir para reforzar conocimientos. Si no se dispone
de un laboratorio en el establecimiento en esta página se pueden encontrar actividades interactivas que
podrían reemplazarlo. También contiene videos que el
profesor puede presentar a los alumnos para clarificar
conceptos y procesos.
En la página http://dialnet.unirioja.es/servlet/articulo
?codigo=2476600, se puede tener acceso al artículo
completo llamado “Implicaciones didácticas en un estudio histórico sobre el concepto de "equilibrio químico”, publicado en la revista Enseñanza de las ciencias,
del que se extrajo una fragmento como información
complementaria. La lectura de este artículo puede
ayudar al docente a darle un mejor enfoque al tratamiento del equilibrio químico para lograr una mayor
comprensión por parte de los estudiantes.
Actividades complementarias
Actividad de introducción al capítulo
Reunidos en parejas, observen las imágenes, lean los
textos y respondan las siguientes preguntas:
1. ¿En qué tipo de sistema tiene lugar cada uno de los
procesos propuestos?
Las estalagmitas, por su parte, se forman por
la caliza disuelta en las gotas de agua que caen
al suelo. La mayoría, por tanto, aparece debajo
de las estalactitas, a las que acaban por unirse,
dando lugar con el tiempo a una columna.
Fuente: Muy Interesante 02/11/2000
2. ¿Los procesos descritos son reversibles o irreversibles? Fundamenten su respuesta.
3. ¿Sería posible alterar el equilibrio de estos procesos para favorecer la formación de una u otra sustancia? ¿Cómo se podría hacer?
4. ¿Qué tienen en común los procesos descritos?
5. Averigüen qué otros procesos que ocurren en la
naturaleza o en el organismo humano tienen características similares a los aquí descritos.
TEXTO 1
La formación de las estalactitas obedece al ataque realizado por el dióxido de carbono que se
encuentra disuelto en el agua de lluvia sobre la
roca caliza, constituida ésta casi en su totalidad
por carbonato cálcico. Como producto de esta
reacción química aparece el bicarbonato cálcico,
sustancia muy soluble en el agua. Cuando en el
techo de una cueva afloran gotas de esta agua,
se produce la reacción inversa: escapa el dióxido de carbono y precipita el carbonato cálcico,
que comienza a formar concreciones alrededor
del punto de caída de la gota hacia el suelo. El
crecimiento de éstas es muy lento, estimándose
que para crecer 2,5 cm se precisan entre 4 000 y
5 000 años. La estalactita más larga de la que se
tiene noticia se encuentra en la cueva de Poll an
Ionana, en Irlanda, y mide 6,20 m.
44
Unidad 1 - Reactividad
Reactividadquímica
químicayytermodinámica
termodinámica
TEXTO 2
El ozono, ubicado en la estratosfera como capa
entre 15 y 30 km de altura, se acumula en la atmósfera en grandes cantidades, y se convierte
en un escudo que nos protege de la radiación
ultravioleta que proviene del sol haciendo posible la vida en la Tierra.
Este gas está en un continuo proceso de formación y destrucción, ya que al poseer tres átomos de oxígeno que se liberan a la atmósfera,
siempre uno de ellos se une a una molécula de
oxígeno formando nuevamente ozono. Este último, después de absorber rayos UV, se divide
formando una molécula de oxígeno y liberando
un átomo de oxígeno, proceso cíclico que se
repite constantemente.
UNIDAD 1
Investigación bibliográfica
a) C(s) + H2O(g) EF CO(g) +H2(g)
Objetivos:
b) CO3Ca(s) EF CO2(g) + CaO(s)
-
Valorar el trabajo científico.
c) H2O(g) + CO(g) EF H2(g) + CO2(g)
-
Contextualizar los avances científicos con la época
en que ocurrieron.
d) Fe2O3(s) + 3H2(g) EF 2Fe(s) + 3H2O(g)
-
Evidenciar el carácter dinámico de la ciencia.
-
Desarrollar la capacidad de recopilar información
usando diversas fuentes.
Los alumnos, reunidos en grupos de no más de cuatro
personas, realizan una investigación de la biografía de
científicos cuyos descubrimientos o creación de nuevos conceptos se relacionan con temáticas tratadas
en este capítulo. Con la información recopilada, los
estudiantes elaboran un cómic que presentan a sus
compañeros. Los científicos a investigar pueden ser
Henri Le Châtelier, Cato Guldberg, Meter Waage, Fritz
Haber, Carl Bosh, Ludwig Wilhelmy, Alexander Williamson y Pfaundler Matthews.
Formato de la investigación:
-
Antecedentes personales del científico (nacionalidad, fecha de nacimiento y muerte, etc.).
-
Antecedentes académicos.
-
Contexto histórico en que vivió.
-
Descubrimientos realizados o conceptos creados.
-
Importancia de sus aportes.
-
Hechos anecdóticos de su vida, si los hay.
Con toda esta información, se puede organizar el
cómic.
Guía de ejercicios
Cálculo de la constante de equilibrio y aplicación del
principio de Le Châtelier
I. Expresa la constante de equilibrio para las siguientes reacciones:
II. Indica hacia dónde se desplazará el equilibrio en la
siguiente reacción:
Si:
a)
b)
c)
d)
PCl5(g) + 80KJ EF PCl3(g) + Cl2(g)
se aumenta la temperatura.
se aumenta la presión.
se aumenta la concentración de PCl3(g).
se agrega un catalizador.
III. La reacción de síntesis del amoniaco es la siguiente:
N2(g) + 3H2(g) EF 2NH3(g) + 22 Kcal
1. Calcula la constante de equilibrio si en el equilibrio se tienen 0,2 moles/L de N2, 0,5 moles/L de
H2 y 0,6 moles/L de NH3.
2. Calcula la constante de equilibrio de la reacción
inversa.
3. Indica si el amoniaco (NH3) es un compuesto estable o inestable. Justifica tu respuesta.
4. Indica hacia dónde se desplazará el equilibrio si
el sistema se somete a las siguientes modificaciones:
a) se aumenta la temperatura.
b) se aumenta la presión.
c) se aumenta la concentración de nitrógeno.
d) se va extrayendo NH3 a medida que se va
obteniendo.
e) se aumenta la concentración de hidrógeno.
f) se disminuye la presión.
Capítulo
Capítulo44--El
Elequilibrio
equilibrio químico
químico
45
Evaluación de síntesis
Capítulo 4
Nombre:
Puntaje obtenido:
Alternativas. Encierre en un círculo la alternativa correcta
1. Indica la alternativa verdadera para la siguiente reacción:
2NO(g) + O2(g) EF 2NO2(g)
Si se aumenta el factor, el equilibrio será desplazado en el sentido que se indica:
A)
B)
C)
D)
E)
Factor
Sentido
presión
concentración de NO
concentración de NO
concentración de O2
concentración de NO2
reactantes
reactantes
productos
reactantes
productos
2. La reacción que no modifica su equilibrio cuando la
presión aumenta o disminuye es:
A) N2O3(g) EF NO(g) + NO2(g)
B) H2(g) + I2(g) EF 2HI(g)
C) N2O4(g) EF 2NO2(g)
D) 2SO2(g) + O2(g) EF 2SO3(g)
E) CaCO3(s) EF CaO(s) + O2(g)
3. ¿Cúal es o son los factores que no afectan el equilibrio de la siguiente reacción?
H2O(g) + CO(g) EF H2(g) + CO2(g)
I. Adición de un catalizador.
II. Extraer el CO2 a medida que se va formando.
III. Aumentar la presión.
A)
B)
C)
D)
E)
Solo I y II
Solo I
Solo II y III
Solo I y III
I, II y III
4. Cuando el sistema H2(g) + I2(g) EF 2HI (g) se encuentra en equilibrio, las concentraciones de H2, I2
y HI son respectivamente 4,5 M; 2,5 M y 14,6 M.
Entonces la constante de equilibrio K es:
A) 13
B) 17,5
46
Unidad 1 - Reactividad
Reactividadquímica
químicayytermodinámica
termodinámica
Nota:
C) 8,5
D) 15,4
E) 18,9
5. Sugiere 3 formas de desplazar el equilibrio hacia la
formación del producto en cada reacción. Fundamenta tu respuesta
a) 3O2(g) + calor EF 2 O3(g)
b) 2SO2(g) + O2(g) EF 2 SO3(g)
6. Cuando estamos expuestos a un ambiente saturado
de monóxido de carbono por una combustión incompleta, en nuestro organismo se produce la siguiente
reacción, donde Hb representa a la hemoglobina de
la sangre. Observa la reacción y responde:
HbO2 + CO EF HbCO + O2
a) Indica si en esta reacción existe equilibrio dinámico, ¿cómo lo evidencias? Explica el significado del concepto equilibrio dinámico.
b) Si en el ambiente aumenta la concentración de
monóxido de carbono, ¿hacia dónde se desplazará el equilibrio? Fundamenta tu respuesta.
c) Este efecto en el equilibrio del aumento de CO,
¿podría permitirte explicar por qué el monóxido
es un gas venenoso? Fundamenta tu respuesta.
d) ¿Cómo podrías revertir el efecto del CO en el organismo aplicando el principio de Le Châtelier?
Explica tu respuesta.
7. En las siguientes ecuaciones químicas, predice si el
equilibrio se desplaza hacia los productos o hacia
los reactantes. Fundamenta tu respuesta:
a) 2H2(g) + S2(g) EF 2H2S(s) Kc = 1,1 × 107
b) PCl5(g) EF PCl3(g) + Cl2(g) Kc = 1,2 × 10-2
c) COCl2(g) EF CO(g) + Cl2(g) K c = 2,2 × 10-10
8. Escriba la expresión de la constante de equilibrio
en las siguientes ecuaciones e indique cuales corresponden a equilibrios homogéneos y cuales corresponden a equilibrios heterogéneos:
a) Si(s) + 2Cl2(g) EF + SiCl4(g)
b) 2NOBr(g) EF 2NO(g) + Br2(g)
c) 2NaHCO3(s) EF Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
UNIDAD 1
9. Cuando en un recipiente cerrado se mezclan anhídrido carbónico e hidrógeno gaseoso, a las presiones parciales de 2 atmósferas cada uno y a la temperatura de 1000 ºC, se forma anhídrido carbonoso
y agua.
a) Plantee la ecuación química de la reacción considerando que todas las sustancias están en estado gaseoso y la mezcla esta en equilibrio.
b) Calcule las presiones parciales del anhídrido
carbonoso y del agua en equilibrio si Kp = 1,5
atmósfera.
c) Calcule Kc de la reacción.
d) Indique si en esta reacción se está favoreciendo
la formación de productos o de reactantes.
e) Explique cómo se puede calcular la constante
de equilibrio conociendo la energía libre y calcúlela utilizando la información de energía libre de
Gibbs estándar de las sustancias participantes,
determine la constante de equilibrio de esta reacción a 25 ºC.
Sustancia
∆Gºf KJ/mol
CO2(g)
H2(g)
-394,35
0
CO(g)
H2O(g)
-137,16 -228,57
f) Considerando los valores obtenidos de la constante de equilibrio y de la energía libre de Gibbs,
explique qué relación existe entre estas variables y qué información de esta reacción nos
pueden proporcionar.
g) Compare las constantes de equilibrio a 1 000 ºC
y a 25 ºC. Discuta y concluya al respecto.
Capítulo
Capítulo44--El
Elequilibrio
equilibrio químico
químico
47
Criterios de evaluación e indicadores
Rúbrica para evaluar elaboración y exposición de cómic
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Contenido
Incluye todo lo solicitado: antecedentes personales del científico, antecedentes académicos,
contexto histórico en que vivió,
descubrimientos realizados o
conceptos creados, importancia de
sus aportes y hechos anecdóticos
de su vida.
Incluye la mayoría de los
aspectos solicitados: antecedentes personales del científico,
antecedentes académicos,
contexto histórico en que vivió,
descubrimientos realizados o
conceptos creados, importancia
de sus aportes, dejando de lado
los hechos anecdóticos de su
vida si los hay.
Incluye solo algunos de los
aspectos solicitados obviando
datos relevantes como estudios
realizados, principales descubrimientos o conceptos creados,
y/o el contexto histórico.
Redacción y ortografía
La redacción es clara consistente y coherente sin errores de
ortografía.
La redacción es clara algo consistente y coherente, presenta
pocas faltas ortográficas.
La redacción es poco clara, en
ocasiones incoherente y con
varias faltas de ortografía.
Creatividad
El cómic es novedoso, tiene varios El cómic no se diferencia mucho El cómic no presenta elementos novedosos, responde a un
elementos que lo distinguen de los de los demás, tiene pocos elepatrón común de elaboración
mentos novedosos.
demás.
de cómic.
Presentación del trabajo Logra captar la atención de la
audiencia, la presentación es
dinámica y fluida.
Logra captar la atención de
la mayoría de la audiencia, la
presentación presenta algunos
problemas de continuidad.
Logra captar escasa atención
de la audiencia, la presentación
es poco fluida.
Rúbrica para evaluar trabajos de investigación
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Fuentes utilizadas
Utiliza variadas fuentes para
Utiliza algunas fuentes para
buscar información, en internet
buscar información en internet
(páginas especializadas, artículos, o libros.
enciclopedias, etc.) libros, enciclopedias, consulta a expertos.
Utiliza solo una fuente de información en internet.
Tratamiento de la información
Realiza una selección del material
recopilado, lo ordena, sintetiza e
integra.
No selecciona la información
recopilada, no la sintetiza, la usa
con la extensión que tiene y no
la integra a otra información.
Realiza una selección del material recopilado, solo sintetiza
algunos textos y no lo integra.
Rúbrica para evaluar síntesis del capítulo
Aspecto a evaluar
Explica el concepto de
equilibrio dinámico y su
carácter dinámico.
48
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
En el ítem 6 a), es capaz de
explicar, en forma clara y precisa,
el concepto de equilibrio dinámico,
relacionándolo con la ecuación
planteada, después de evidenciarlo en la ecuación.
En el ítem 6 a), explica el
concepto de equilibrio dinámico,
sin relacionarlo con la ecuación
planteada, después de evidenciarlo en la ecuación.
En el ítem 6 a), no logra explicar
concepto de equilibrio dinámico
ni lo relaciona con la ecuación
planteada.
Unidad 1 - Reactividad
Reactividadquímica
químicayytermodinámica
termodinámica
UNIDAD 1
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Expresa la constante de
equilibrio en reacciones homogéneas y
heterogéneas, considerando los coeficientes
estequiométricos y los
estados de las sustancias participantes.
Responde correctamente el ítem 8
identificando los equilibrios homogéneos y heterogéneos y expresando correctamente la constante
de equilibrio de cada ecuación,
considerando los coeficientes
estequiométricos y reconociendo
las sustancias que participan en el
equilibrio.
Responde el ítem 8 en forma
parcialmente correcta al identificar los equilibrios homogéneos
y heterogéneos y expresar
correctamente la constante de
equilibrio en forma correcta en
dos de las ecuaciones planteadas, cometiendo errores en la
tercera al no elevar las concentraciones a los coeficientes
estequiométricos o al considerar
en la constante sustancias que
no deben participar.
No responde en forma satisfactoria el ítem 8 al no identificar
correctamente los tipos de
equilibrio y cometer errores
al plantear la expresión de la
constante de equilibrio, al no
elevar las concentraciones a los
coeficientes estequiométricos
o al considerar en la constante sustancias que no deben
participar.
Explica el significado
de la magnitud de la
constante de equilibrio
y establece relaciones
entre el valor de la
constante de equilibrio
y el sentido de una reacción química.
Responde correctamente el ítem
7 y 9 d) al indicar el sentido de la
reacción, relacionándolo con el
valor de la constante de equilibrio,
fundamentando su significado e
interpretándolo al responder adecuadamente el ítem 9 c).
Responde al ítem 7 en forma
parcialmente correcta al indicar
correctamente el sentido de solo
dos de las ecuaciones planteadas, fundamentando en base a
su significado e interpretándolo
al responder adecuadamente el
ítem 9 c).
Responde el ítem 7 en forma
insatisfactoria al indicar correctamente el sentido de una
o ninguna de las ecuaciones
planteadas, sin fundamentar
en base a su significado y sin
interpretar su significado al
responder inadecuadamente el
ítem 9 c).
Explica como se puede
calcular la constante
de equilibrio de un
proceso conociendo la
energía libre y calcula la
constante de equilibrio
utilizando la energía
libre.
Responde correctamente el ítem
9 e) explicando la fórmula que
permite calcular la constante de
equilibrio al conocer la energía
libre y, luego, calcular correctamente la constante de equilibrio
obteniendo primero la energía libre
de Gibbs de la reacción planteada,
transformando unidades y reemplazando en la ecuación para llegar
al resultado correcto.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 9 e) al ser capaz
de explicar la fórmula que permite calcular la constante de equilibrio al conocer la energía libre
y, luego, calcular la constante de
equilibrio cometiendo algún error
en el cálculo de la energía libre
de Gibbs de la reacción planteada, o no transformando unidades,
no llegando al resultado correcto.
Responde en forma insatisfactoria el ítem 8 al no ser capaz de
explicar con claridad la fórmula
que permite calcular la constante
de equilibrio al conocer la energía libre y, luego, no calcula la
constante de equilibrio o lo hace
cometiendo muchos e errores en
el cálculo de la energía libre de
Gibbs de la reacción planteada,
no transformando unidades o
reeemplazando en forma errónea
los datos, lo que no le permite
llegar al resultado correcto.
Explica la relación entre
la energía libre y la
constante de equilibrio
de un proceso.
Responde correctamente el ítem
9 f) al explicar que la espontaneidad de un proceso en un
sentido (energía libre de Gibbs) se
relaciona con la direccionalidad de
esa reacción. Indica en que sentido
está desplazado el equilibrio (Kc)
para predecir la factibilidad de esa
reacción.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 9 f) al explicar
en forma superficial la relación
entre la energía libre de Gibbs
y la constante de equilibrio, basándose en el significado de sus
valores, pero no profundizando
en sus implicancias.
No responde en forma satisfactoria el ítem 9 f) al no lograr
establecer relaciones entre la
energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio, solo se limita
a definir ambas variables.
Plantea la expresión
de la constante de
equilibrio y reemplaza
los datos en la expresión
de la constante para
calcularla.
Responde correctamente el ítem 4
calculando correctamente el valor
de la constante y el 9 b) al plantear
su expresión y utilizarla para calcular presiones parciales.
Responde en forma correcta el
ítem 4 calculando correctamente el valor de la constante
y en el 9 b) comete algunos
errores en el planteamiento de la
expresión o en el despeje de la
ecuación.
Responde en forma insatisfactoria el ítem 4 al calcular
incorrectamente el valor de la
constante y en el 9 b) comete
algunos errores en el planteamiento de la expresión o en el
despeje de la ecuación.
(Continúa al reverso)
Capítulo
Capítulo44--El
Elequilibrio
equilibrio químico
químico
49
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Medianamente logrado
Por lograr
Interpreta situaciones
Responde correctamente los ítem
donde se evidencia el
6 b), c) y d) al explicar cómo el uso
principio de Le Châtelier. del principio de Le Châtelier sirve
para entender lo que ocurre a nivel
del organismo con una sustancia,
el efecto de esa sustancia y la
forma de contrarrestarla.
Responde correctamente solo
dos de los componentes del ítem
al lograr explicar los desplazamientos del equilibrio por el
aumento de una sustancia y/o
el efecto de esa sustancia y/o
la forma de contrarrestarla,
haciendo uso del principio de Le
Châtelier.
Responde en forma insatisfactoria el ítem 6 b), c) y d) al
no utilizar adecuadamente el
principio de Le Châtelier para
explicar los desplazamientos
del equilibrio, al agregar una
sustancia, contrarrestar su
efecto o explicar su efecto en el
organismo.
Explica como se podría
alterar el equilibrio
en algunos procesos
químicos.
Responde correctamente el ítem 5
al proponer las tres modificaciones
adecuadas para alterar el equilibrio
en cada una de las reacciones
y fundamenta basándose en el
principio de Le Châtelier.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 5 al proponer
dos modificaciones adecuadas
para alterar el equilibrio en cada
una de las reacciones y fundamenta basándose en el principio
de Le Châtelier.
No responde en forma satisfactoria el ítem 5 al proponer solo una
o ninguna modificación adecuada para alterar el equilibrio en
cada una de las reacciones y
no fundamenta basándose en el
principio de Le Châtelier.
Aplica el principio de Le
Châtelier para explicar
el desplazamiento del
estado de equilibrio y
predice las consecuencias que tendrá la modificación de variables
como concentración ,
presión o temperatura
en el equilibrio de un
sistema químico.
Responde correctamente los ítem
1, 2 y 3 y 6 d) al identificar las
alteraciones que modificarían el
desplazamiento del equilibrio,
las condiciones que deben darse
para que produzcan efectos y los
efectos que producen en el estado
de equilibrio.
Responde en forma correcta tres
de los cuatro ítems señalados
anteriormente, identificando las
alteraciones que modificarían el
desplazamiento del equilibrio,
las condiciones que deben darse
para que produzcan efectos y
los efectos que producen en el
estado de equilibrio.
Responde en forma insatisfactoria al desarrollar solo dos, un
o ningún ítem de los señalados
anteriormente, señalados cometiendo errores al identificar las
alteraciones que modificarían el
desplazamiento del equilibrio,
las condiciones que deben darse para que produzcan efectos
y los efectos que producen en
el estado de equilibrio.
50
Logrado
Unidad 1 - Reactividad
Reactividadquímica
químicayytermodinámica
termodinámica
UNIDAD 1
Solucionario
Guía de ejercicios
En la ecuación b) las modificaciones pueden ser
aumentar la presión, aumentar la concentración de
oxígeno o de SO2, ir extrayendo el SO3 a medida
que se va formando, en este caso no se considera
la temperatura porque no se ha indicado si la reacción es exotérmica o endotérmica.
I.
a)
[CO] [H2]
[H2O]
b) K = [CO2]
c)
[CO2] [H2]
[H2O] [CO]
[H2O]3
d)
[H2]3
La fundamentación debe basarse en el principio de
Le Châtelier.
6. a) Se debe indicar que existe equilibrio dinámico,
lo que se evidencia por la doble flecha, que indica que la reacción ocurre en ambos sentidos, es
decir, que simultáneamente ocurre la reacción
directa y la inversa.
b) Se desplazara hacia los productos favoreciendo
la unión de hemoglobina y monóxido de carbono. La fundamentación debe basarse en el principio de Le Châtelier.
II.
a) Si se aumenta la temperatura se desplaza a los
productos.
b) Si se aumenta la presión, a los reactantes.
c) Si se aumenta la concentración de PCl3, a los
reactantes.
d) No se desplaza hacia los reactantes ni hacia los
productos, solo aumenta la velocidad de formación de productos y reactantes.
c) Podría explicarse porque al favorecerse la unión
hemoglobina-monóxido de carbono en desmedro de la unión hemoglobina oxígeno, el organismo no recibe el suficiente, muriendo por asfixia.
d) Para contrarrestarlo debería suministrarse oxígeno desplazando el equilibrio hacia los reactantes, en este caso, la unión oxígeno-hemoglobina.
III.
1. Kd =14,4
2. Ki = 0,069
3. Es un compuesto estable, ya que de acuerdo al
valor de la constante de equilibrio se favorece la
reacción directa que corresponde a la síntesis
del amoniaco.
4. a)
b)
c)
d)
e)
f)
7. a) Producto.
b) Reactante.
c) Reactante.
La fundamentación debe basarse en que el valor
de la constante de equilibrio indica si se favorecen
productos o reactantes. Si Kc > 1 favorece a los
productos, ya que el cuociente entre la concentración de los productos y los reactantes indica que
existe mayor concentración de productos. Si Kc es
< 1 favorece a los reactantes, ya que el cuociente
entre la concentración de los productos y los reactantes indica que existe mayor concentración de
reactantes. Esto es un indicador de la direccionalidad de la reacción.
A los reactantes.
A los productos.
A los productos.
A los productos.
A los productos.
A los reactantes.
Evaluación de síntesis
1. C
2. B
3. D
4. E
5. En el caso de la ecuación a), las modificaciones pueden ser aumentar la presión, aumentar temperatura,
aumentar la concentración de oxígeno o ir extrayendo el ozono a medida que se va formando.
8.
a)
[SiCl4]
[Cl2]2
Es heterogéneo
b)
[NO] [Br2]
[NOBr]2
Es homogéneo
c) Kc = [CO2] [H2O]
Es heterogéneo
Capítulo
Capítulo44--El
Elequilibrio
equilibrio químico
químico
51
9. a) CO2(g) + H2(g) EF CO(g) + H2O(g)
b) La presión parcial de ambas sustancias es 1,09
atm.
c) Kc = 0,014
d) De acuerdo al valor de Kc, se estaría favoreciendo la formación de los reactantes.
e) ∆Gº = 28,64 KJ/mol = 28 640 J/mol, para calcular Keq a 25ºC se utiliza la expresión Keq = e-∆G/RT
-∆G/ RT = -28640 / (8,314 J/molºK ) 298ºK
= -11,55
Keq = e-11,55 = 9,6 4 × 10-6
f) El valor de la energía libre de Gibbs nos indica
la espontaneidad de proceso en el sentido de la
reacción, si es positivo como en este caso indica
que no es espontánea. El valor de la constante
52
Unidad 1 - Reactividad
Reactividadquímica
químicayytermodinámica
termodinámica
indica la direccionalidad del proceso, en este
caso, como es menor que uno, estaría indicando que favorece la formación de los reactantes.
Se cumple que Si ∆Gº es positivo Keq debe ser
menor que cero porque se esta favoreciendo la
reacción inversa. Esto estaría indicando que a
25 ºC esta reacción no es factible.
g) Al comparar ambos valores, se nota una gran
diferencia en la constante de equilibrio, lo que
estaría indicando que esta reacción es factible en el sentido que favorezca a los productos a altas temperaturas, esto podría indicar
que la reacción es endotérmica. También, al
comparar los resultados, se verifica que el valor de la constante de equilibrio varía con la
temperatura.
UNIDAD
2
Reacciones ácido-base y redox
• Presentación de la unidad
Unidad 2
Reacciones ácido-base y redox
Capítulo 5
Equilibrios ácido-base
Capítulo 6
Reacciones de óxido-reducción y
electroquímica
53
• Propuesta de planificación
Reaccciones ácido-base y redox
Capítulo
Contenidos
Aprendizajes esperados
5 Equilibrios
ácido-base
- Características de
ácidos y bases
- Teorías ácido-base:
Teoría de Arrhenius
Teoría de BrønstedLowry
- Reacciones de transferencia de protones
- Fuerza relativa de
ácidos y bases
- Pares conjugados
ácido-base
- Autoionización del
agua
- Producto iónico del
agua
- Escala de pH
12 semanas
• Identificar las características ácido- base de algunas
sustancias.
• Analizar las definiciones mas
importantes de la teoría ácido
–base de Brønsted-Lowry.
• Identificar los términos dador
y aceptor de electrones,
identificando sus propiedades
ácido –base de acuerdo con
estos conceptos.
• Relacionar la autoionización
del agua con el concepto y
escala de pH.
• Analizar los conceptos de ácido y base fuerte y relacionarlas con la disociación total de
estas sustancias en disolución
acuosa.
• Analizar los conceptos de ácido o base débil y relacionarlas
con la disociación parcial de
estas sustancias en disolución
acuosa.
• Relacionar los conceptos de
equilibrio ácido- base con sus
respectivas constantes Ka y
Kb.
• Realizar cálculos de concentraciones en el equilibrio y
relacionarlo con el valor de pH
de la disolución.
• Estudiar el efecto del ión común en disoluciones acuosas.
• Identificar la composición de
las soluciones amortiguadoras
o buffers y cómo resisten al
cambio de pH al adicionar pequeñas cantidades de ácidos
o bases fuertes.
• Examinar las titulaciones
ácido-base y explorar la forma
de determinar el pH en cualquier punto de la disolución.
• Interpretar gráficos de titulación ácido base.
- Comportamiento de
ácidos y bases fuertes
- Comportamiento de
ácidos y bases débiles
- Cálculo de Ka a partir
del pH
- Cálculo de pH a partir
de Ka
- Relacionar Ka y Kb
- Propiedades ácido-base de las disoluciones
de sales
- Efecto del ión común
- Acción y composición
de las disoluciones
amortiguadoras
- Capacidad amortiguadora y pH
- Adición de ácidos o
bases fuertes a disoluciones amortiguadoras
- Titulaciones ácido-base
- Curvas de titulaciones
de ácido fuerte con
base fuerte y de titulaciones de ácido débil
con base fuerte
54
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
Tiempos
estimados
Indicadores de evaluación
- Asocia la característica de
la sustancia con su carácter
ácido o básico.
- Explica las definiciones de
ácido y de base de BrønstedLowry.
- Aplica la teoría de BrønstedLowry al plantear ecuaciones
e identificar las ecuaciones
que la representan.
- Diferencia la teoría de
Brønsted–Lowry de la teoría
de Arrhenius.
- En una ecuación identifica la
sustancia que acepta protones y la que los entrega.
- Asocia un ácido con su base
conjugada y viceversa.
- Explica cómo se relaciona la
autoionización del agua con el
pH.
- Haciendo uso de la autoionización determina el pH.
- Explica cuándo un ácido y una
base son fuertes.
- Distingue ácidos y bases
fuertes.
- Distingue ácidos y bases
débiles.
- Explica en base a Ka y Kb
hacia dónde está desplazado
el equilibrio de una reacción
ácido-base.
- Calcula concentraciones de
sustancias en el equilibrio a
partir del pH de la solución.
- Explica el efecto del ión común en disoluciones acuosas.
- Verifica con cálculos el efecto
del ión común.
- Reconoce soluciones amortiguadoras por su composición.
- Explica cómo estas soluciones
resisten los cambios de pH, al
analizar situaciones.
- Analiza titulaciones ácidobase y determina su pH.
- Analiza curvas de titulación y
plantea conclusiones.
UNIDAD 2
Capítulo
Contenidos
Reacciones de
- Estados de oxidación
óxido-reducción - Asignación de estados
y electroquímica
de estados de oxidación a átomos
- Reacciones de óxidoreducción
- Agente oxidante, agente reductor
- Balance de ecuaciones por el método del
ión-electrón en medio
ácido y básico
- Determinación Eº de
una reacción
- Espontaneidad de una
reacción
- Celdas voltaicas
- Baterías
- Celda electrolítica
- Corrosión
Aprendizajes esperados
• Reconocer el concepto de
estado de oxidación.
• Asignar estados de oxidación
a átomos en iones mono- y
poliatómicos.
• Identificar reacciones redox
de importancia en la vida
cotidiana.
• Balancear ecuaciones que
describen reacciones redox.
• Reconocer en la formación
de pilas electroquímicas
reacciones de oxidación y
de reducción que ocurren en
electrodos separados.
• Conocer el funcionamiento
básico de pilas electroquímicas de uso común
• Comparar los tipos de celdas
electroquímicas.
• Predecir la espontaneidad de
un proceso.
Tiempos
estimados
Indicadores de evaluación
- Conoce y aplica el concepto :
estado de oxidación.
- Determina el estado de oxidación a distintas sustancias.
- Identifica reacciones redox
al verificar la diferencia de
estados de oxidación.
- Identifica el agente reductor y
el agente oxidante.
- Ajusta ecuaciones utilizando
el método del ión electrón.
- Identifica los componentes de
una celda galvánica.
- Explica el funcionamiento de
una celda galvánica.
- Establece semejanzas y
diferencias entre las celdas
galvánicas y las electrolíticas.
- Determina la espontaneidad
de un proceso al analizar tablas de actividad de metales.
Propuesta de planificación
55
Capítulo
5
Equilibrios ácido-base
Red conceptual del capítulo
Ácidos y bases
Teorías ácido-base
Teoría de Arrenhius
Teoría de
Brønsted-Lowry
Características
Titulaciones
Fuerza de ácidos y
bases
Curvas de titulación
Propiedades ácido-base de
las disoluciones de sales
Reacciones de transferencia
de protones
Pares ácido-base
conjugados
Autodisociación
del agua
Producto iónico del agua
Escala de pH
Cálculo del pH de ácidos
y bases fuertes
Cálculo del pH de ácidos
y bases débiles
Calculo de pH a partir de
Ka y viceversa
Estrategias pedagógicas e
información complementaria
Al tratar esta unidad se requiere que el alumno maneje
el concepto de equilibrio químico y lo incorpore a un
tipo de reacción, que es la reacción ácido-base. Es importante vincular primero estos conceptos con situaciones cotidianas, por ejemplo, pedirles que nombren
sustancias y presentarles una serie de preguntas relacionadas con los ácidos y las bases de uso en la vida
cotidiana con el fin de contextualizar los aprendizajes.
Esta actividad se detalla en las actividades complementarias. Ellos podrían primero responder con lo
que saben y luego investigar para darles respuesta
Para que los alumnos logren una mayor estructuración
de los contenidos tratados en el capítulo, se les podría
56
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
presentar el siguiente mapa conceptual que sintetiza
los contenidos. El docente decide si es más recomendable presentarlo al inicio o al final de la unidad o en
ambos momentos para verificar si la comprensión de
estos contenidos mejora. El mapa conceptual es una
herramienta muy útil para estructurar contenidos o
sintetizar; se les puede presentar uno a los estudiantes y/o solicitarles que ellos lo elaboren. Es importante
recordar que no hay mapas conceptuales buenos ni
malos porque ellos son el reflejo de la forma en que la
persona que lo elaboró entiende y relaciona los conceptos, su elaboración permitiría detectar aquellas relaciones erróneas que son consecuencia de una mala
comprensión de conceptos, procesos, o de lo que se
desee verificar.
UNIDAD 2
Mapa conceptual del capítulo
conductores
débiles
Electricidad
Débiles
Electrolitos
buenos
conductore
Electricidad
generando
Producto iónico
del agua
Agua
autoionización
permite calcular
pH
comportamiento
Anfótero
se disocian al
disolverse en
pOH
Inferior a 7
Fuertes
Ácidas
Básicas
tiene pH
Superior a 7
indicador
participan sustancias
ceden
Grado de acidez
puede variar
no varía
con la presencia
Agregar sustancias
intercambio de
son de
Neutralización
Soluciones
buffer o tampones
Protones
se verifica con
alterando el
pH
reciben
Reacciones
ácido-base
permiten el correcto
funcionamiento de
de acuerdo a la teoría de
Sistemas biológicos y
químicos
Brønsted Lowry
Titulación usando
indicaciones
generando pares
Ácido-base
conjugados
Sugerencias metodológicas
Activa tu mente página 87
En esta actividad se pretende introducir al alumno en
el concepto de acidez y basicidad, al utilizar un indicador ácido-base de origen casero, como es el jugo
de repollo morado. Los alumnos, una vez realizada
la actividad, deben indagar a qué se debió el cambio
de color observado y la reacción que ocurre al soplar sobre el vinagre. Es importante que el docente
no dé respuesta a estas preguntas sino que sea el
estudiante a través de la indagación el que logre dar
las respuestas fomentando la autonomía en los estudiantes y fortaleciendo su capacidad para indagar.
Esta actividad no reviste peligrosidad, aunque sí se
debe tener precaución al cocer el repollo para evitar
quemaduras. Si no se dispone en el colegio de los
medios adecuados para cocer el repollo, la alternativa es que traigan el repollo cocido de la casa y lo
filtren en el colegio.
Actividad inicial página 88
El desarrollo de esta actividad permitirá detectar
si los estudiantes se manejan en unidades de concentración realizando cálculos. Este contenido fue
tratado el año anterior en la unidad de disoluciones químicas. Sería conveniente que los alumnos la
desarrollaran en forma individual para identificar a
aquellos estudiantes que no manejan la concentración molar, olvidaron los contenidos o tienen dudas
Capítulo 5 - Equilibrios ácido-base
57
respecto a ese tipo de cálculos. Con este grupo de
estudiantes sería conveniente repasar específicamente la concentración molar, unidad de concentración que será muy utilizada en este capítulo. Se les
puede ir apoyando de acuerdo a las necesidades de
cada alumno, en el desarrollo de una guía de autoaprendizaje que se adjunta en las actividades complementarias.
Ponte a prueba página 91
1. La clasificación de las sustancias no debería
presentar ninguna dificultad, sin embargo, como
el ácido que se presenta es orgánico podría dificultar el disociarlo para identificarlo como ácido de
Arrhenius. Si algunos alumnos presentan dificultades para reconocer un ácido o una base, entonces
sería necesario mostrarles el siguiente esquema
que muestra la disociación de ácidos inorgánicos
binarios y ternarios y de las bases.
Disociación de un acido inorgánico binario
HX 9: H+ + X–
Disociación de un acido inorgánico ternario
HXOn 9: H+ + XOn–
Disociación de las bases
M(OH)n 9: M+n + OH–
2. Una base de Brønsted es aquella que acepta un
ión H+ y un ácido de Brönsted es aquel que pierde
iones H+. Por lo tanto, la sustancia H2CHO4 (ácido
oxálico) es un ácido y el hidróxido de cobre Cu(OH)2
es una base de Brønsted.
Ponte a prueba página 92
1. Al desarrollar esta actividad los alumnos aplican
la teoría de Brønsted-Lowry. La dificultad podría radicar en que clasifiquen al ácido a) solo como ácido
por tener iones hidrógeno que puede transferir y no
considerarlo también como una base al presentar una
carga negativa, lo que lo capacita para aceptar un protón. Pudiendo clasificarse este ácido como anfótero al
poder recibir y entregar hidrógenos, uno de los errores
frecuentes es considerar que solo el agua es una sustancia anfótera. b) El anión fosfato (PO43-) es una base
conjugada del ácido ortofosfórico (H3PO4).
2. a) HSO3–(ac) + H2O (l) EF SO32–(ac) + H3O+(ac)
Los pares conjugados de esta ecuación son HSO3–
(ácido) y SO32- (base conjugada); y H2O (base) y H3O+
(ácido conjugado).
58
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
b) HSO3–(ac) + H2O (l) EF H2SO3(ac) + OH–(ac)
Los pares conjugados de esta ecuación son H2O (ácido) y OH– (base conjugada); y HSO3– (base) y H2SO3
(ácido conjugado).
El anión fosfato (PO34 ) es una base conjugada del ácido ortofosfórico (H3PO4)
3. Li2O + H2O ←→ 2 Li(OH)
Base
Ácido
Ácido conjugado
Ponte a prueba página 94
1. Sea x la concentración de [H+] y de [OH–] en disolución neutra. Esto da:
[H+] [OH–] = (x) (x) = 1,0 × 10–14
x2 = 1,0 × 10–14
x = 1,0 × 10–7 M = [H+] = [OH–]
En una disolución ácida [H+] es mayor que 1 × 10–7 M;
en una disolución básica [H+] es menor que 1 × 10–7 M.
2. La constante del producto iónico del agua a 25 °C es
1 x 10-14 según:
Kw= [H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 mol/L
Por lo tanto:
[H+]= 1 x 10-7 mol/L y [OH-] = 1 x 10-7 mol/L
Ponte a prueba página 96
1. Dado que el pH está entre 3 y 4, sabemos que [H+]
estará entre 1 × 103 y 1 × 104 M. De la ecuación
5.17:
pH  log[H]  3,76
Por tanto:
log[H+] = –3,76
Para hallar [H+] es necesario calcular el antilogaritmo
de 23,76. Las calculadoras científicas tienen una función antilog (a veces indicada como INV log o 10x) que
permite efectuar el cálculo:
[H+]  antilog(3,76)  10–3,76  1,7 × 10–4 M
Consulta el manual del usuario de tu calculadora para
saber cómo efectuar la operación antilog. El número
de cifras significativas de [H+] es de dos, porque el
número de posiciones decimales del pH es de dos.
2. pH= -log[H+]
3,76= -log[H+] / Antilog
[H+]= 1,73 x 10-4 mol/L
UNIDAD 2
Ponte a prueba página 115
3. pH= -log[H+]
9,18= -log[H ] / Antilog
+
[H+]= 6,60 x 10-10 mol/L
Actividad 5.1 página 98
En esta actividad se pretende que los estudiantes
practiquen habilidades como la observación, manipulación de instrumental. También deben aplicar lo
aprendido al identificar el ácido más fuerte, calcular
concentraciones de iones hidrógeno, relacionar variables, entre otros. Se debe tener precaución al manipular los ácidos y el hidróxido de sodio, aunque estos
estén diluidos. Para informar de esta actividad experimental se les podría solicitar a los estudiantes que lo
hagan a través de la V de Gowin, estrategia explicada
en la unidad anterior.
Ponte a prueba página 98
1. a) En el curso de la titulación el volumen de la mezcla de reacción aumenta conforme se agrega disolución de NaOH a la disolución de HCl. Por tanto, en
este punto la disolución tiene un volumen de 50 mL +
49,9 mL = 99 mL. (Supondremos que el volumen total
es la suma de los volúmenes de las disoluciones de
ácido y de base.) Así pues, la concentración de H(ac)
es:
moles de H+(ac) 0,1 × 10–3 mol
=
= 1 × 10–3 M
[H+] =
litros de disoln
0,099 L
El pH correspondiente es igual a log (1 × 10–3) = 3.
b) En este caso el volumen total de disolución es de
50 mL + 51 mL = 101 mL = 0,101 L. Por tanto, la concentración de OH(ac) en la disolución es:
[OH+] =
moles de OH+(ac)
0,1 × 10–3 mol
=
litros de disoln
0,101 L
= 1 × 10–3 M
1. a) El NaOH se disocia en agua para dar un ion OH–
por unidad de fórmula. Por tanto, la concentración de
OH– de la disolución de a) es igual a la concentración
de NaOH indicada, a saber, 0,028 M.
Así pues, el pOH de la disolución es igual a –log (1 ×
10–3) = 3, y el pH es igual a 14 – pOH = 14 – 3 = 11.
Método 1:
Actividad 5.3 página 119
[H+] =
1 × 10
= 3,57 × 10–13 M
0,028
pH  log(3,57 × 10–13)  12,45
–14
Método 2:
pOH  log(0,028)  1,55
pH  14,00 – pOH  12,45
b) El Ca(OH)2 es una base fuerte que se disocia en
agua para dar dos iones OH– por unidad de fórmula.
Por tanto, la concentración de OH–(ac) de la disolución
del inciso b) es 2 × (0,0011 M)  0,0022 M.
Al realizar esta actividad se le debe indicar a los alumnos que al ser este un análisis de tipo volumétrico
se debe ser muy cuidadoso con la manipulación de
la bureta, estar atento cuando se produce el viraje
del indicador y ser preciso en la lectura de la bureta
para que los resultados obtenidos para determinar la
concentración molar del ácido sean lo más precisos
posibles. También se les podría pedir que repitieran
la titulación para hacer más precisa la aplicación de
la técnica.
Recursos disponibles en internet
Método 1:
[H] =
1 × 10–14
= 4,55 × 10–12 M
0,022
pH  log(4,55 × 10–12)  11,34
Método 2:
pOH  log(0,0022)  2,66
pH  14,00 – pOH  1,34
Actividad 5.2 página 104
En esta actividad, como en toda actividad experimental, se requiere de los estudiantes rigurosidad en la
manipulación de las sustancias y en la secuencia de
pasos a seguir, también se debe agudizar la capacidad
de observación, para percibir los detalles que permitirá diferenciar las reacciones con la granalla de zinc y
con el carbonato de calcio.
En esta página se puede encontrar información y animaciones de la ionización de ácidos y bases. Algunos
aparecen en inglés, pero se entienden por los esquemas que se muestran:
http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/ioni.htm#f
En la siguiente página se caracterizan los ácidos y las
bases, se explican las teorías ácido- base y se dan
ejemplos. Se explica la fuerza relativa de ácidos y bases y la técnica de titulación. Puede servir para que los
alumnos que tienen dificultades repasen y refuercen
los contenidos:
http://www2.udec.cl/~analitic/unidades/acidobase1.
pdf
Capítulo 5 - Equilibrios ácido-base
59
Actividades complementarias
Resolución de situaciones problemáticas
Molaridad (M) = Moles de soluto / 1 litro de solución.
Los alumnos reunidos en grupos de no más de cuatro
alumnos responden las siguientes preguntas, primero
con los conocimientos que ellos manejan y luego investigan para verificar sus respuestas y/o profundizar
en ellas.
Por ejemplo:
1. ¿Por qué el limón tiene sabor ácido?
2. ¿Qué significa que el pH de los productos de aseo
como limpiavidrios sea básico?
3. ¿Por qué el consumo de aspirina esta contraindicado para las personas que sufren de acidez estomacal?
4. ¿Por qué el pH del jugo gástrico es 1,6?
5. El agua pura no conduce la electricidad, sin embargo el agua de mar si lo hace, ¿a qué se debe esta
diferencia?
6. ¿Por qué las bebidas gaseosas tienen un pH ácido?
7. ¿Por qué los agricultores agregan cal a los suelos?
8. ¿Por qué algunas personas toman bicarbonato de
sodio cuando tienen acidez estomacal?
9. ¿Por qué se menciona el pH cuando se promociona el uso de productos para la piel como desodorantes, jabones, cremas y champús?
10. El pH de la orina es alrededor de 6, sin embargo
este valor puede variar entre 4,6 y 8,0 dependiendo
de los alimentos ingeridos. En cambio el pH de la
sangre tiene un rango muy estrecho entre 7,35 y
7,45, manteniéndose en un valor crítico de 7,4. Explique, ¿a qué se debe la diferencia en la variación
de pH de la orina en comparación a la variación en
el pH de la sangre y que importancia biológica tiene
este hecho?
Guía de repaso concentración molar
La concentración molar, llamada también molaridad,
es una unidad de concentración que corresponde a
los moles de soluto que están en 1 litro de solución. Se
simboliza con la letra M. Esta unidad es muy utilizada
para expresar la concentración de una sustancia, entendiendo por concentración la cantidad de soluto que
se encuentra en una cantidad de terminada de solvente o de solución. En el caso de la molaridad la cantidad de soluto está en moles y la cantidad de solución
corresponde a 1 litro de solución.
60
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
Si se tiene una solución de ácido sulfúrico de concentración 3 M significa que hay 3 moles de ácido sulfúrico en 1 litro de solución.
Como no existen instrumentos que midan moles, la
determinación de la cantidad de moles se hace a partir
de los gramos.
Como la masa de 1 mol de un compuesto corresponde a su masa molar, entonces para calcular los moles
de una sustancia se debe considerar su masa molar,
la que se calcula sumando las masas atómicas (se encuentran en la tabla periódica) de los elementos que lo
forman, multiplicados por sus respectivos subíndices,
entonces:
1 mol = masa molar
Para calcular la masa de 3 moles de H2SO4 primero se
debe calcular la masa molar del ácido sulfúrico H2SO4
masas atómicas: H= 1 g/mol
S = 32 g/mol
O = 16 g/mol
2 × 1 g/mol + 32 g/mol + 4 × 16 g/mol = 98 g/mol es la
masa molar del ácido sulfúrico.
Con una proporción se calcula la masa de 3 moles
1 mol de ácido sulfúrico = 98 g
3 moles de ácido sulfúrico = x g
294 g de ácido sulfúrico = x
Esta proporción se puede expresar como:
Masa = moles x masa molar
si se despejan los moles
número de moles = masa/masa molar.
Ejercicio resuelto
Calcula la molaridad de una solución que contiene 10
g de HCl en 3 litros de solución:
• Se pide calcular M. ¿Qué es M? Son los moles de
HCl que están en 1 litro de solución.
• Se deben transformar los gramos de HCl a moles
utilizando su masa molar
Masa molar del HCl
1 g/mol + 35,5 g/mol = 36 ,5 g/mol
UNIDAD 2
• Número de moles= Masa/molar
moles = 10 g HCl/36,5 g/mol = 0,27 moles
• Para calcular la molaridad
0,27 moles de HCl = 3 litros de solución
X moles = 1 litro de solución
X = 0,27 / 3
X = 0,09 M es la concentración molar de la solución
Pon a prueba tus conocimientos desarrollando los siguientes ejercicios
1. Calcula:
a) La masa de 3,5 moles de cobre puro.
b) La masa de 5 moles de NaOH.
c) Los moles que hay en 10 g de HNO3.
2. Calcula la molaridad de una disolución de 3 litros
que contiene 348 g de cloruro de sodio como soluto.
3. El agua de mar ocupa el 95% del planeta. Esta
disolución formada por diversos solutos, varía en
salinidad y en la composición química de un mar a
otro. No obstante, se estima que entre sus componentes comunes se encuentra el cloruro de sodio,
cloruro de magnesio, el sulfato de sodio (Na2SO4),
cloruro de calcio, bicarbonato de sodio (NaHCO3) y
fluoruro de sodio, entre otros.
a) ¿Cuál es la masa molar de las sales disueltas en
el agua de mar?
b) En un litro de agua de mar existen 24 g de cloruro de sodio, ¿cuál es su molaridad?
c) Se estima que la concentración molar del cloruro de magnesio es 0,053 M. Según este dato
que masa de sustancia existen en 2 litros de
agua de mar.
d) Si 0,2 g de bicarbonato de sodio corresponden
a una concentración 4 M, ¿cuántos litros de
agua de mar son?
Guía de ejercicios ácido-base
1. ¿Cómo se definen ácidos y bases según Brønsted
y Lowry?
2. ¿Por qué Las reacciones ácido-base se consideran como de transferencia de protones ?
3. ¿Qué diferencias pueden encontrarse entre las teorías de Arrhenius y de Brønsted-Lowry?
4. Proponga dos ejemplos de pares ácido-base conjugados, en uno de los cuales esté cargado el ácido y la base neutra y, en el otro, que sea el ácido
neutro y la base esté cargada.
5. De las siguientes especies indicar cuáles pueden
actuar sólo como ácidos, cuáles solo como bases
y cuáles como ácidos y bases, según la teoría de
Brønsted y Lowry:
H2SO4, HSO4–, HCO–, CO3–2, H3O+, H2O, NH4+,
NH3, H2S, S–2, y Cl–.
6. ¿Qué entiendes por fuerza de un ácido? ¿Cuál es
la relación existente entre la fuerza de un ácido y su
constante de disociación?
7. Calcular el pH:
a) De una disolución de ácido clorhídrico 0,10 M.
b) De una disolución de ácido clorhídrico 0,01 M.
c) De una disolución de hidróxido de sodio 0,10 M.
d) De una disolución de hidróxido de sodio 0,01 M.
8. a) Si el pH de una disolución de ácido clorhídrico
es 2,3. ¿Cuál es la concentración de dicha disolución?
9. Calcular la concentración de H+, OH–, pH y pOH de:
a) Una disolución 0,001 M de ácido nítrico.
b) Una disolución 0,00001 M de ácido nítrico.
c) 100 ml de una disolución 0,1 M de hidróxido de
sodio.
10. Calcular los gramos de hidróxido de potasio necesarios para preparar 250 mL de una disolución
acuosa cuyo pH sea 10.
11. Si se le agrega 0,001 mol de NaOH a 1 litro de
agua destilada. ¿Cuál será el pH de la solución
preparada?¿En cuántas unidades varía el pH en
relación al pH del agua pura?
Capítulo 5 - Equilibrios ácido-base
61
Evaluación de síntesis
Capítulo 5
Nombre:
Puntaje obtenido:
1. ¿Cuál de las siguientes disoluciones es la más ácida?
A)
B)
C)
D)
E)
+
–2
H = 1 × 10 M
OH– = 1 × 10–2M
H+ = 1 × 10–4 M
OH– = 1 × 10–13 M
H+ = 1 × 10–3 M
aumentar 100 veces la concentración de ácido.
diluir 100 veces la solución.
duplicar la concentración del ácido.
diluir dos veces la solución.
Ninguna de las anteriores.
3. Si al disolver un compuesto desconocido en agua
pura aumenta la basicidad de esta, entonces:
A)
B)
c)
D)
E)
El pH disminuye.
El pH de la solución resultante es mayor.
El compuesto desconocido debe ser un ácido.
Aumenta la concentración de protones.
La concentración de H+ y OH– no varía.
4. En la siguiente reacción, él o los compuestos que
se comportan como ácido según Brönsted y Lowry
es (son):
CH3O + H2O 9: CH3OH + OH
–
6. Compara la teoría de Brønsted-Lowry con la teoría de Arrenhius estableciendo semejanzas y diferencias.
7. Asocia cada sustancia de la columna A con una de
la columna B. Especificando cuál es ácido o base
de Brønsted y cuál su ácido o base conjugado, respectivamente.
2. Para convertir una solución acuosa de ácido clorhídrico de pH = 4 en otra de pH = 6 se debe:
A)
B)
C)
D)
E)
Nota:
–
A
B
a) HCO3–
b) CN
–
___ S =
___ CO32-
c) H2SO4
___ HS–
d) OH–
___ HCN
e) H2S
___ H2O
f) HS-
___ HSO4–
8. Escribe la ecuación de Brønsted-Lowry para la reacción del ácido HI y la base NH3. Explica esta teoría e identifica los pares ácido –base conjugados.
9. Considere los siguientes ácidos y bases y sus
constantes de disociación:
H2SO3(ac) + H2O(l) 9: H3O + (ac) + HSO3–(ac)
Ka = 1,2 × 10–2
HS (ac) + H2O(l) 9: H3O (ac) + S2 (ac)
–
+
–
Ka = 1,3 × 10–19
A) CH3O–
NH3 + H2O 9: NH4+ + OH–
Kb = 1,8 x 10–5
B) H2O
HS– + H 2O 9: H2S + OH–
Kb = 1,8 × 10–7
C) CH3OH y H2O
D) H2O y OH–
E) CH3O– y OH–
5. Calcula las concentraciones de H+ ,OH- , y el pOH
de una disolución de
HCl de pH =0,48
a) Explica cómo realizaste los cálculos basándose
en la autoionización del agua.
b) ¿Este ácido es fuerte o débil? Fundamenta su
respuesta. ¿Cómo sería el valor de su constante
de equilibrio?
62
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
a) Identifica cuál es el ácido más fuerte: ¿el H2SO3
o HS–? Fundamenta tu respuesta y explica hacia donde se desplaza el equilibrio.
b) ¿Qué ácido tiene la base conjugada más débil?
c) Identifica cuál es la base más débil: ¿el NH3 o
HS–? Fundamenta tu respuesta y explique hacia
donde se desplaza el equilibrio.
10. El sabor picante de las hormigas se debe a la
presencia de ácido fórmico en ellas. Determina la
concentración de iones hidrógeno y el pH en una
solución de concentración 0,02 M, sabiendo que
la constante de acidez de este ácido es 1,7 × 10–4.
Indica si el ácido fórmico es un ácido fuerte o débil.
Fundamenta tu respuesta
UNIDAD 2
11. La constante de ionización de un ácido débil es
de 1 × 10–5. Se prepara una disolución reguladora
0,1 M de HA y 0,1 M en su sal sódica. Calcular el
pH:
a) de la disolución original
b) después de la adición de 0,01 moles de HCl a 1
litro de disolución reguladora.
c) después de la adición de 0,01 moles de NaOH a
1 litro de disolución reguladora.
d) ¿Qué características de la solución preparada
hacen que sea una solución reguladora?
e) Compara los resultados obtenidos y concluye
basándote en la función que desempeñan las
soluciones reguladoras
12. ¿Cuántos gramos de acetato de sodio (CH3CO
ONa) deben disolverse en un litro de ácido acético 0,1 M para que la solución resultante tenga
pH 5,0 (Ka del CH3COOH es 1,8 × 10–5)? ¿Qué
tienen en común el acetato de sodio con el ácido
acético?
Analiza la curva de la titulación producto de este
experimento y responde:
a) Indica cuál es el pH y la concentración de iones
hidrógeno de la solución inicial.
b) ¿A qué pH se logro el punto de equivalencia?
c) ¿Cuántos ml de hidróxido de sodio 0,1 M se agregaron para alcanzar el punto de equivalencia?
d) Plantea la ecuación de la reacción químca de la
titulación y conclusiones de esta actividad experimental.
13. Un estudiante en una actividad experimental titula ácido clorhídrico con un hidróxido de sodio.
Capítulo 5 - Equilibrios ácido-base
63
Criterios de evaluación e indicadores
Rúbrica para evaluar la evaluación de síntesis del capítulo
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Asociar las características de la sustancia
con su carácter ácido o
básico.
Responde correctamente los ítems
1,2 y 3, asociando correctamente
la concentración de iones hidrógeno e hidroxilo con su carácter
ácido o base; interpretar el significado del aumento de pH y detectar
la variación de las características
de una solución al agregar una
sustancia básica.
Responde en forma parcialmente
correcta, al responder acertadamente 2 de los 3 ítems asociados al objetivo.
Responde en forma insatisfactoria, al responder en forma
correcta 1 o ninguno de los
ítems asociados al objetivo.
Explicar las definiciones
de ácido y de base de
Brønsted-Lowry y aplicar la teoría de Brønsted-Lowry al plantear
ecuaciones e identificar
las ecuaciones que la
representan.
Responde correctamente los
ítems 4 y 7, al identificar en una
ecuación las sustancias que
se comportan como ácidos de
Brønsted-Lowry y plantear una
ecuación que represente esta
teoría, explicándola.
Responde correctamente el ítem
4; plantea la ecuación solicitada
en el ítem 7 y no explica o explica en forma incorrecta la teoría
de Brønsted-Lowry.
Responde incorrectamente el
ítem 4; no plantea la ecuación
en forma correcta; no identifica
los ácidos, bases y sus pares
conjugados y no explica la
teoría de Brønsted-Lowry.
Diferencia la teoría de
Brønsted–Lowry de la
teoría de Arrhenius.
Responde correctamente el ítem 6,
planteando semejanzas y diferencias significativas entre las teorías
de Arrhenius y Brønsted-Lowry,
usando criterios de comparación.
Responde al ítem 6 en forma
parcialmente correcta, al plantear al menos una diferencia y
una semejanza entre las teorías
de Arrhenius y Brønsted-Lowry.
Responde el ítem 6 en forma
insatisfactoria, al plantear solo
una o ninguna diferencia y/o
semejanza entre las teorías de
Arrhenius y Brønsted-Lowry.
Identificar la sustancia
que acepta protones
y la que los entrega,
asociando un ácido con
su base conjugada y
viceversa.
Responde el ítem 7 asociando
correctamente al menos 5 de los
ácidos o bases con sus respectivos pares conjugados; en el ítem
8 identifica correctamente los
ácidos, bases, ácidos conjugados
y bases conjugadas en la ecuación
planteada.
Responde el ítem 7, asociando
correctamente al menos 4 de los
ácidos o bases con sus respectivos pares conjugados; en el
ítem 8 identifica correctamente
solo algunos de los ácidos,
bases, ácidos conjugados y
bases conjugadas en la ecuación
planteada.
Responde el ítem 7, asociando
correctamente menos de 4
de los ácidos o bases con sus
respectivos pares conjugados;
en el ítem 8 identifica incorrectamente la mayoría de los
ácidos, bases, ácidos conjugados y bases conjugadas en la
ecuación planteada.
Explicar cómo se relaciona la autoionización
del agua con el pH,
haciendo uso de ella
determina el pH
Responde correctamente el ítem
5 al calcular el pH ,pOH y a partir
de el concentraciones de iones
hidrógeno e hidróxilo y explica
como los calculo haciendo uso de
la autoionización del agua
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 5 al calcular
correctamente el pH ,pOH y las
concentraciones de los correspondientes iones, no explica en
forma correcta como los cálculo
haciendo uso de la autoionización del agua
Responde en forma insatisfactoria el ítem 5 al calcular en
forma incorrecta e pH, pOH y /o
algunas de las concentraciones,
no explica explica en forma
correcta como los cálculo haciendo uso de la autoionización
del agua
64
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
Por lograr
UNIDAD 2
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Responde correctamente el ítem 5
b), indicando el tipo de ácido que
es y fundamentando su respuesta
en base a la disociación completa
del ácido y prediciendo el valor de
su constante.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 5 b), identificando el tipo de ácido que es,
justificando su respuesta en
forma aceptable. No predice el
valor de su constante.
Responde en forma incorrecta
el ítem 5 b), no identificando
erróneamente el tipo de ácido
que es; no justifica su respuesta y no predice el valor de su
constante.
Distinguir ácidos y
Responde correctamente el ítem 9
bases fuertes y ácidos y distinguiendo cual es el ácido mas
bases débiles.
fuerte y cual es la base mas débil
y relacionar un ácido débil con la
fuerza de su base conjugada
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 9 al distinguir
solamente al ácido mas fuerte ,
no pudiendo establecer relaciones entre el ácido mas débil con
la fuerza de su base conjugada
Responde en forma insatisfactoria el ítem 9 al no distinguir
las ácidos mas fuertes y bases
mas débiles no pudiendo establecer relaciones con sus pares
conjugados
Explicar en base a Ka
y Kb, hacia dónde está
desplazado el equilibrio
de una reacción ácido
–base.
Responde correctamente los ítems
9 a) y c), al explicar si se favorece
la disociación de un ácido en base
al valor de la constante de acidez o
basicidad.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 9, al explicar
solo en uno de los casos en
forma correcta hacia dónde se
desplaza el equilibrio, favoreciendo la disociación.
Responde en forma incorrecta
el ítem 9, al no explicar en
forma correcta hacia dónde se
desplaza el equilibrio, favoreciendo la disociación.
Calcular concentraciones de sustancias en
el equilibrio, a partir
del pH de la solución o
calcula el pH a partir de
la concentración de la
solución.
Responde correctamente los ítems
5 y 10, al calcular correctamente el
pH a partir de la concentración y la
concentración a partir del pH.
Responde en forma parcialmente
correctamente el ítem 5 y /o el
ítem 10, cometiendo algunos
errores al calcular el pH a partir
de la concentración y la concentración a partir del pH
Responde en forma incorrecta
los ítems 5 y 10, cometiendo
muchos errores al calcular el pH
a partir de la concentración y la
concentración a partir del pH.
Explicar el efecto del ión
común en disoluciones
acuosas y verificar con
cálculos el efecto del ión
común.
Responden correctamente el ítem
12, al resolver el problema verificando el efecto del ión común y
detectando la presencia del ión.
Responden en forma parcialmente correcta ítem 12, al resolver
el problema cometiendo algunos
errores y no explicando la presencia del ión común.
Responde en forma incorrecta el ítem 12, al no resolver
correctamente el problema
cometiendo múltiples errores y
no detectando la presencia del
ión común.
Reconocer soluciones
amortiguadoras por su
composición y explicar
cómo estas soluciones
resisten los cambios de
pH , al analizar situaciones.
Responden correctamente el
ítem 11 realizando los cálculos,
reconociendo que se trata de una
solución amortiguadora y explicando su funcionamiento en base a los
resultados obtenidos.
Responden en forma parcialmente correcta el ítem 11, realizando los cálculos, reconociendo
que se trata de una solución
amortiguadora, no explicando
su funcionamiento en base a los
resultados obtenidos.
Responden en forma insatisfactoria el ítem 11, cometiendo
errores al realizar los cálculos,
no reconociendo que se trata de
una solución amortiguadora y
no explica su funcionamiento en
base a los resultados obtenidos.
Analizar titulaciones
ácido- base y determinar su pH y sus curvas
de titulación planteando
conclusiones.
Responden en forma correcta el
ítem 13, determinando el pH de
la solución, su concentración e
interpretando adecuadamente el
gráfico al plantear conclusiones
relevantes.
Responden en forma correcta
el ítem 13, determinando el pH
de la solución, su concentración e interpretando en forma
inadecuada el gráfico planteando
conclusiones poco relevantes.
Responden en forma incorrecta
el ítem 13, no determinando el
pH de la solución, su concentración e interpretando erróneamente el gráfico al no plantear
conclusiones.
Explicar cuándo un
ácido y una base son
fuertes.
Capítulo 5 - Equilibrios ácido-base
65
Solucionario
Situaciones problemáticas
1. El limón tiene sabor ácido porque contiene una sustancia de carácter ácido, que es el ácido cítrico.
2. Significa que su pH es superior a 7 porque tiene
menor concentración de iones hidrógeno.
3. El consumo de aspirina esta contraindicado para
las personas que sufren de acidez estomacal porque el principal componente de la aspirina es una
sustancia de carácter ácido, que es el ácido acetil
salicílico y si una persona con acidez lo consumiera la presencia de esta sustancia contribuiría a aumentar la acidez.
4. El pH del jugo gástrico es 1,6 porque su principal
componente es el ácido clorhídrico que es considerado un ácido fuerte.
5. El agua pura no conduce la electricidad porque no
contiene sustancias disueltas en ella que podrían
comportarse como electrolitos, en cambio el agua
de mar si lo hace, porque tiene sales que al disolverse en agua se disocian generando cargas, es
decir, se comportan como electrolitos, lo que le
permite conducir la electricidad
6. Las bebidas gaseosas tienen pH ácido porque el
gas que se les agrega es dióxido de carbono, el
cual, al disolverse en agua, forma ácido carbónico,
que es una sustancia ácida.
7. Los agricultores agregan cal (hidróxido de calcio) a
los suelos cuando estos están ácidos, para neutralizarlos ya que, al reaccionar la cal con las sustancias ácidas del suelo, se produce una reacción de
neutralización lo que ocasiona que el suelo disminuya su acidez aumentando el pH y dejándolo en
mejores condiciones para el cultivo.
8. Las personas toman bicarbonato de sodio cuando
tienen acidez estomacal para disminuirla, ya que, al
agregar una sustancia básica como el bicarbonato
de sodio, se logra neutralizar el exceso de ácido
clorhídrico en el estómago.
9. Se utiliza el pH para promocionar estos productos porque el pH que ellos tengan debe ser lo más
parecido posible al de la zona de la persona en la
que va a aplicar, para así no alterar las condiciones
normales. De este modo, el pH de productos como
el desodorante de hombres debe tener un carácter
más ácido que el de las mujeres porque ellos tienen
un sudor con pH más ácido. En el caso de bebés
deben ser neutros.
66
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
10. La diferencia de la pequeña variación en el pH de la
sangre en comparación con la gran variación en el
pH de la orina se debe a la presencia en la sangre
de una solución llamada amortiguadora, buffer o
tampón, que tiene la función de evitar un cambio
de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de
ácido o base, esta función la puede desempeñar
porque está constituida por dos componentes, uno
que puede neutralizar a las bases y el otro, a los
ácidos. En cambio, en la orina, no existe este tipo
de sustancia.
La importancia biológica es que, en la orina, como
el rango de pH es más amplio, no se requiere la presencia de los amortiguadores ya que se permite una
mayor variación y, estando el pH dentro de ese rango, no se producen alteraciones en el organismo.
En cambio, en la sangre, se hace imprescindible la
presencia de la solución tampón, ya que si el pH
es menor a 7,3 se produce la acidosis metabólica,
enfermedad que puede afectar el sistema nervioso
central y conducir a un estado de coma. Si, por diversas causas, el pH aumentase, produce la alcalosis metabólica, lo que causa disminución en el ritmo
respiratorio, espasmos musculares y convulsiones.
Ambas alteraciones podrían ocasionar la muerte.
Guía de ejercicios
5. Ácidos: H2SO4, NH4+, H3O + , H2S
Bases: Cl–, S2-, CO32-, NH3
Ácido y base: HSO4–, HCO–, H2O
6. Un ácido fuerte es aquel que se disocia en un
100%. La fuerza de un ácido se relaciona con su
constante, debido a que su valor es mayor en un
acido fuerte, ya que se favorece la formación del
producto que, en este caso, es el producto de la
disociación.
7. a) 1
b) 2
c) 13
d) 12
8. 5 × 10–3 M
UNIDAD 2
9. a) H+ = 0,01 M
pH = 2
OH– = 1 × 10–12 M
pOH = 12
+
b) H = 0,00001 M
OH– = 1 × 10–9 M
pH = 5
pOH = 9
c) H+ = 1 × 10–13 M
OH– = 1 × 10–1 M
pH = 13
pOH = 1
10. 1,4 × 10–3 gramos de KOH.
8. HI + NH3
I– + NH4+
Ácido Base Base conjugada
Ácido conjugado
Esta teoría plantea que los ácidos entregan iones
de hidrógeno y las bases los aceptan. Hay transferencia de protones.
9. a) El H2SO3 es el más fuerte, lo que se explica
porque su constante de acidez es mayor que
la del H2S.
b) El H2SO3 por ser el más fuerte.
11. El pH será 11. Varía en 4 unidades.
Evaluación de síntesis del capítulo
c) La más débil es HS– por su constante de basicidad o alcalinidad.
2. A
10. H+= 1,8 × 10–3 M pH = 2,74 es un ácido débil ya que
su constante de acidez es baja, del orden del 10–4, lo
que indica que no se favorece la disociación.
3. B
11. a) pH = 5
1. D
b) pH = 4,92
4. C
c) pH = 5,08
5. H+ = 3 M
d) Que esta preparada con un ácido débil y su sal
sódica.
OH– = 3,3 × 1013 M
pOH = 13,52
6. Debe comparar usando como criterio el tipo de
iones generados, la transferencia de protones, la
limitación de la teoría, la necesidad de la presencia
de un ácido y de una base.
7.
A
B
–
a) HCO3 ácido
b) CN
–
base
c) H2SO4 ácido
d) OH
–
fS
base conjugada
=
–2
a CO3
base conjugada
–
base conjugada
e HS
base
b HCN
ácido conjugado
e) H2 S
ácido
d H2O
ácido conjugado
f) HS–
ácido
c HSO4–
base conjugada
e) Al comparar, debe concluir explicando que la
presencia de la solución reguladora impide que
el pH varié demasiado, a pesar de las adiciones
de ácido o base.
12. R = 14,76 g. Tienen en común la presencia del ión
CH3COO, es decir, en esta solución existe un ión
común. Se pueden desarrollar las disociaciones de
cada sustancia para demostrarlo.
13. a) pH = 3
H+ = 0,001 M
b) pH = 9
c) Se agregaron 20 ml
d) HCl + NaOH 9: NaCl + H2O
Capítulo 5 - Equilibrios ácido-base
67
Capítulo
6
Reacciones de óxidoreducción y electroquímica
Red conceptual del capítulo
Reacciones
redox
Agentes oxidantes y
agentes reductores
Potenciales estándar
Balanceo de ecuaciones por
el método del ión electrón
Manifestaciones
Celdas voltaicas
Electrólisis
Corrosión
En medio ácido
En medio básido
Baterías
Estrategias pedagógicas e
información complementaria
Al iniciar la unidad, antes de desarrollar la actividad inicial, se podrían detectar los conocimientos previos de
los alumnos, aplicándoles un test KPSI que se detalla
en la sección actividades complementarias. Una vez
respondido por los alumnos, mediante lluvia de ideas,
se irá comentando cada uno de los conceptos abordados. Se analizarán los resultados, si los resultados
del diagnóstico demuestran que el alumno no maneja
estos conceptos se deberá hacer un repaso utilizando un apunte como material de apoyo y desarrollando
ejercicios de lo que es procedimental.
Sugerencias metodológicas
Actividad inicial página 124
En esta actividad inicial, se pretende que el alumno
experimente con algunos materiales y sustancias de
origen casero para descubrir la interacción que se produce entre una sustancia ácida y un metal, la realización de este experimento no reviste ningún peligro y
servirá para motivar a los estudiantes, puesto que es
entretenida y estimula la capacidad de indagación al
plantear interrogantes que ellos deben investigar.
68
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
Ponte a prueba página 126
1. En esta actividad, se pretende que el alumno ponga en práctica la capacidad de calcular el número
de oxidación en átomos que forman parte de un
compuesto, asignándole el valor y el signo que
corresponde. Si el alumno no desarrolla en forma
satisfactoria esta actividad, debería repasar las
normas para asignar estados de oxidación. Si hay
alumnos que presentan dificultades, entonces
deberían trabajar supervisados por el profesor con
la guía que está en la sección actividades complementarias.
2. El Cd aumenta de número de oxidación de 0 a +2,
y el Ni disminuye de +4 a +2. Puesto que el átomo
de Cd aumenta de número de oxidación, se oxida
(pierde electrones) y, por tanto, actúa como agente
reductor. El átomo de Ni disminuye de número de
oxidación cuando el NiO2 se convierte en Ni(OH)2.
Así pues, el NiO2 se reduce (gana electrones) y, por
consiguiente, funge como agente oxidante.
Ponte a prueba página 128
En esta actividad se evaluará un objetivo de carácter
procedimental que es ajustar ecuaciones por el método del ión-electrón. Si los estudidantes cometen el
UNIDAD 2
error de no considerar que al estar presente una sustancia ácida como el ácido clorhídrico se debe ajustar
en medio ácido, agregando H2O y H+. entonces indíqueles que para desarrollarlo, deben seguir los siguientes pasos:
• Escribir la ecuación en forma iónica.
Tercero, se iguala el número de electrones transferidos
en las dos medias reacciones. Para ello, se multiplica
la segunda media reacción por 3 para que el número
de electrones que se ganan en la primera media reacción (6) sea igual al número de los que se pierden en
la segunda, lo que permitirá cancelar los electrones
después de sumar las medias reacciones.
• Escribir las semireacciones de oxidación y de reducción.
Cuarto, se suman las ecuaciones para obtener la ecuación balanceada:
• Ajustar los átomos de oxígeno agregando moléculas de agua.
14H+(ac) + Cr2O72(ac) + 6Cl–(ac) 9: 2Cr3(s)
• Ajustar a los átomos de hidrógeno agregando iones
hidrógeno.
• Ajustar las cargas agregando electrones.
• Multiplicar cada semirreacción por un número para
igualar la cantidad de electrones transferidos si es
necesario.
• Sumar las semirreacciones para obtener la ecuación iónica global ajustada.
• Agregar los iones espectadores para obtener la
ecuación molecular.
Ponte a prueba página 129
Primero se divide la ecuación en dos medias reacciones:
Cr2O72–(ac) 9: Cr3+(ac)
Cl–(ac) 9: Cl2(g)
Segundo, se balancea cada media reacción. En la primera media reacción la presencia de Cr2O72 en los
reactivos demanda dos Cr3+ en los productos. Los 7
átomos de oxígeno del Cr2O72– se balancean añadiendo 7 H2O a los productos. Los 14 átomos de hidrógeno de 7 H2O se balancean luego incorporando 14 H
a los reactivos:
14H+(ac) + Cr2O72–(ac) 9: 2Cr3+(s) + 7H2O(l)
+ 7H2O(l) + 3 Cl2(g)
Actividad 6.1 página 132
El desarrollo de esta actividad no reviste peligro al
realizarla. Se pretende que los alumnos observen una
reacción de oxido-reducción, la describan y, considerando las sustancias participantes, sean capaces de
plantear las ecuaciones, sino descubren el fenómeno
ocurrido solos, deberán investigarlo. Es recomendable
no darles la respuesta sino que ir guiándoles y darles la oportunidad de investigar en diversas fuentes,
con el fin de que sean protagonistas de su proceso de
aprendizaje. Hacer un esquema del experimento realizado podría facilitarles la comprensión del fenómeno
observado.
Ejercicio de aplicación 6.2 página 133
El objetivo de la actividad es que los estudiantes describan los componentes y lo que ocurre en una celda
voltaica. Para desarrollar la actividad, el alumno debe
determinar el estado de oxidación de cada sustancia
para determinar quien se oxida y quien se reduce, tener claridad que el ánodo es el polo negativo (desde
donde fluyen los electrones) y el cátodo es el positivo
(donde llegan los electrones).
Ponte a prueba página 137
En la segunda media reacción se necesitan 2 Cl– para
balancear un Cl2.
En la celda voltaica, el Zn se oxida y es por tanto el
ánodo. Por consiguiente, el E°red del Zn2 que se da
es el E°red (ánodo). Puesto que el Cu2 se reduce, está
en la media celda catódica. Por tanto, el potencial de
reducción desconocido del Cu2 es el E°red (cátodo).
Puesto que se conocen E°celda y E°red (ánodo), se puede
despejar E°red (cátodo) de la ecuación 9.8.
Cl(ac) 9: Cl2(g)
E°celda = E°red(cátodo) – E°red(ánodo)
Se agregan dos electrones al lado derecho para balancear la carga:
1,10 V = E°red(cátodo) – (–0,76 V)
La carga se balancea agregando electrones al lado izquierdo de la ecuación de modo que la carga total sea
la misma en ambos lados:
6e– + 14H+(ac) + Cr2O72–(ac) 9: 2Cr3+(ac) + 7H2O(l)
2Cl–(ac) 9: Cl2(g) + 2e–
E°red(cátodo) = 1,10 V – 0,76 V = 0,34 V
Capítulo 6 - Reacciones de óxido-reducción y electroquímica
69
Ponte a prueba página 138
E° = E°red(proceso de reducción) – E°red(proceso de oxidación)
a) De acuerdo con el apéndice C, E°red(Cd2/Cd) 
–0,403 V y E°red(Sn2/Sn)  –0,136 V. El potencial
estándar de reducción del Sn2 es más positivo (menos negativo) que el del Cd2; por tanto, la reducción del Sn2 es la reacción que se lleva a cabo en
el cátodo:
Cátodo:
Sn2+(ac) + 2e– 9: Sn(s)
Por consiguiente, la reacción anódica es la pérdida de
electrones por parte del Cd.
Ánodo:
Cd(s) 9: Cd2+(ac) + 2e–
b) El potencial de celda está dado por la ecuación
6.8.
E°celda = E°red(cátodo) – E°red(ánodo) = (–0,136 V) – (–0,403
V) = 0,267 V
Notemos que es intrascendente el que los valores de
E°red de ambas medias reacciones sean negativos; los
valores negativos simplemente indican cómo son estas reacciones en comparación con la reacción de referencia: la reducción de H(ac).
Ponte a prueba página 139
De acuerdo con la Tabla 6.1 se tiene que:
NO3–(ac) + 4H+(ac) + 3e– 9: NO(g) + 2H2O(l) E°red
= -3,05 v
Ag+(ac) + e– 9: Ag(s)
E°red = -3,05 v
Cr2O72–(ac) + 14H+(ac) + 6e– 9: 2Cr3(s) + 7H2O(l) E°red
= -3,05 v
Dado que el potencial estándar de reducción del Cr2O72–
es el más positivo, el Cr2O72– es el agente oxidante más
fuerte de los tres. El orden es Ag < NO3– < Cr2O72–.
Ponte a prueba página 140
a) En esta reacción se oxida Cu a Cu2 y se reduce
H a H2. Las medias reacciones correspondientes y
los potenciales estándar de reducción asociados a
ellas son:
Reducción:2H+(ac) + 2e– 9: H2(g)
E°red = 0 V
Oxidación:
Cu(s) 9: Cu2+(ac) + 2e–
E°red = +0,34 V
Advirtamos que, en el caso del proceso de oxidación,
se emplea el potencial estándar de reducción de la Tabla 6.1 correspondiente a la reducción de Cu2 a Cu.
Ahora se calcula E° con ayuda de la ecuación 6.10.
70
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
= (0 V) – (0,34 V) = –0,34 V
Dado que el valor de E° es negativo, la reacción no es
espontánea en el sentido en que se ha escrito. El cobre
metálico no reacciona con los ácidos de esta forma.
La reacción inversa, en cambio, es espontánea: el H2
reduce el Cu2.
b) Se sigue un procedimiento análogo al del inciso (a):
Reducción: Cl2(g) + 2e– 9: 2Cl–(ac)
E°red = +1,36 V
Oxidación: 2I –(ac) 9: I2(s) + 2e–
E°red = +0,54 V
En este caso E°  (1,36 V) – (0,54 V)  0,82 V. Dado
que el valor de E° es positivo, la reacción es espontánea y serviría para construir una celda voltaica.
Ejercicio de aplicación 6.3 página 141
Al desarrollar la actividad, el alumno debe aplicar varios procedimientos aprendidos, como asignar estado
de oxidación a cada sustancia, identificar las especies
que se oxidan y se reducen, saber utilizar los datos de
la tabla para realizar los cálculos y tener claridad que
una reacción es espontánea cuando el valor de E es
positivo.
Ponte a prueba página 145
En el desarrollo de esta actividad, el alumno debe aplicar los procedimientos anteriormente aprendidos como
plantear ecuaciones, asignar estados de oxidación,
plantear semirreacciones y utilizar los datos de la tabla
para predecir si es o no una reacción espontánea.
Ponte a prueba página 149
1. a) El cátodo es el electrodo donde se lleva a cabo
la reducción. Dado que el Ag(ac) se reduce a Ag(s),
la media reacción es la siguiente:
Ag(ac) + e– 9: Ag(g)
E°red = +0,799 V
El potencial estándar de reducción de la reducción
de Ag es más positivo que el de la reducción ya sea
de H2O(l) a H2(g) (E°red  0,83 V) o de H(ac) a H2(g)
(E°red  0,0 V). Cuanto más positivo es el valor de E°red,
tanto más favorable es la reducción. Por tanto, el Ag
es la especie cuya reducción es más favorable en la
disolución.
Las medias reacciones anódicas posibles son la oxidación de F a F2 o la oxidación de H2O a O2.
UNIDAD 2
(Debido a que la disolución es ácida, es de esperar
que la concentración de OH sea pequeña, por lo
cual no se considera en este caso la oxidación de
OH). El problema indica que se produce O2(g); por
tanto, la reacción en el ánodo es:
2H2O(l) 9: O2(g) + 4H+(ac) + e–
E°red = +1,23 V
Como ya señalamos al comentar la electrólisis de NaF(ac), la oxidación de H2O es más favorable que la
oxidación de F.
Actividad 6.2 página 150
En esta actividad experimental, el alumno observará el
proceso de electrólisis del agua y luego traducirá el fenómeno observado en ecuaciones químicas, para verificar que se trata de una reacción de óxido reducción.
El único peligro está en la manipulación del ácido sulfúrico concentrado, sino se cuenta con los implementos de seguridad indicados para los estudiantes que
manipulan estas sustancias es recomendable que lo
haga el docente.
Recursos disponibles en internet
b) La fem estándar de celda es:
E°celda  E°red(cátodo)  E°red(ánodo)
 (0,799 V)  (1,23 V)
 – 0,43 V
Dado que la fem de celda es negativa, es necesario suministrar una fem externa de al menos 0,43
V para conseguir que se lleve a cabo la reacción de
electrólisis.
Es recomendable utilizar la página http://perso.wanadoo.es/oyederra/2btq/704.htm, ya que en ella pueden trabajar los alumnos construyendo pilas de diverso nivel de complejidad. Esto permite que trabajen en
distintos ejercicios, respectivamente, los alumnos que
presentan algunas dificultades de aprendizajes, los
alumnos de nivel medio y los aventajados.
2. La disociación del CuCl2 se produce según la reacción:
CuCl2 → Cu2+ + 2ClLas semirreacciones de oxidación (en el ánodo) y reducción (en el cátodo) son respectivamente:
i)
2Cl- → Cl2 + 2e-
ii) Cu2+ + 2e- → Cu
E° celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo)
E° celda = (+0,34) - (-1,36)
E° celda = +1,7
El resultado es positivo y la reacción es espontánea.
Capítulo 6 - Reacciones de óxido-reducción y electroquímica
71
Actividades complementarias
Guía de repaso
• En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.
¿Cómo asignar estados de oxidación?
En las reacciones de oxido-reducción más complejas, los cambios en electrones no son tan obvios. Por
esto, para identificar los átomos que pierden o ganan
electrones, se asignan valores llamados números de
oxidación. Aunque son útiles para seguir el cambio de
los electrones para átomos y los iones en reacciones
de oxidación y reducción, es importante reconocer
que los números de oxidación no tienen la intención
de representar cargas reales.
• Los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman
iones de carga +1 y +2 respectivamente, y los del
VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2, cuando son
monoatómicos.
• La suma de los números de oxidación es igual a
la carga de la especie; es decir, si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de
iones, será igual a la carga de éstos.
Reglas para asignar números de oxidación
• En las sustancias simples, es decir, las formadas
por un solo elemento, el número de oxidación es 0.
Por ejemplo: Auº, Cl2º, S8º.
• El 0xígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con -2, a excepción de los peróxidos, en
cuyo caso actúa con número de oxidación -1.
• El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1
cuando está combinado con un no metal, por ser
éstos más electronegativos; y con -1 cuando está
combinado con un metal, por ser éstos más electropositivos.
Practica lo aprendido determinando el estado de
oxidación de todos lo elementos de cada sustancia:
a) KMnO4–
b) Li2O
c) NH4OH
d) NH4+
e) HClO4
f) SO42g) NO3–
h) HS–
Test KPSI
1
No lo sé
2
Sé algo
3
Lo sé
4
Lo sé bien
5
Podría explicarlo
Pon una x debajo del número que represente tu nivel conocimiento de cada tema:
Ideas previas, cuestiones o interrogantes
RESPUESTA
1
1. Puedo definir el concepto valencia.
2. Puedo escribir la fórmula química de un compuesto.
3. Puedo determinar las valencias de los elementos de un compuesto.
4. Escribo correctamente una ecuación química.
5. Puedo ajustar o equilibrar ecuaciones químicas.
6. Sé en qué consiste la disociación.
7. Puedo disociar una molécula.
8. Puedo mencionar ejemplos de reacciones de oxidación
que ocurren en el entorno.
9. Sé lo qué es la oxidación.
10. Sé en qué consisten las reacciones de oxidación.
72
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
2
3
4
5
UNIDAD 2
Evaluación de síntesis
Capítulo 6
I. Alternativas. Encierre en un círculo la opción correcta:
1. El que exista o no variación en el estado de oxidación de algunos elementos en una reacción química determina si es de óxido-reducción. ¿En cuál
de las siguientes sustancias el nitrógeno tiene el
menor estado de oxidación?
A)
B)
C)
D)
E)
KNO2
NH4+
NO3–
N2O5
N2O4
5. La siguiente semirreacción tiene lugar en una batería de mercurio utilizada en los marcapasos y relojes:
Zn(s) + 2OH–(ac) 9: ZnO(s) + H2O(l) + 2e–
Respecto de esta reacción es correcto afirmar que:
I.
II.
III.
IV.
V.
2. ¿En cuál de los siguientes compuestos el azufre
tiene un estado de oxidación +6?
A)
B)
C)
D)
E)
SO2
H2SO3
Al2 S3
SO3
SF4
6. Indique cuáles de las siguientes reacciones son de
óxido-reducción. Justifique su respuesta:
3. Según las siguientes semiecuaciones químicas, la
cantidad de electrones que se transfiere en cada
una de ellas respectivamente es:
I. Cl– 9: Cl–3
II. Cl–3 9: Cl-5
III Cl– 9: Cl-5
A) 1,2,2
B) 2,3,4
C) 2, 2, 4
D) 3,5,
E) 1,3,1
a)
b)
c)
d)
Ca + 2H2O 9: Ca(OH)2 + H2
CaCO3 9: CaO + CO2
Cl2 + 2NaBr 9: Br2 + 2NaCl
BaCl2 + Na2SO4 9: BaSO4 + 2NaCl
7. Ajuste las siguientes ecuaciones, usando el método del ión-electrón, identifique la semirreacción de
oxidación y de reducción:
a) Cl2(g) + FeCl2(ac) 9: FeCl3(ac)
b) –K2Cr2O7 + KI + KCl + H2O 9: CrCl3 + I2 + KOH
(medio básico)
4. De las siguientes situaciones de la vida cotidiana,
¿en cuáles que están involucradas reacciones de
oxido-reducción?
I.
II.
III.
IV.
V.
El Zn(s) se oxida.
El Zn(s) se reduce.
Esta semirreacción ocurre en el ánodo.
Esta semirreacción ocurre en el cátodo.
El hidrógeno se reduce.
A) Solo I y IV.
B) Solo II y IV.
C) Solo II y III.
D) I, III y V.
E) Solo I y III.
Decoloración del pelo con agua oxigenada.
Combustión de la leña.
Consumir un antiácido.
Blanquear la ropa con cloro.
Combatir la picadura de una avispa con vinagre.
A) Solo I, III y IV.
B) Solo II y V.
C) I, II, IV y V.
D) Solo I, II y IV
E) Todas.
c) H2S(g) + HNO3(ac) 9: S(s) + NO(g) + H2O (medio ácido)
8. Si se hace reaccionar una granalla de zinc con nitrato de plata en disolución acuosa, se observa la
formación de plata, con formas muy especiales, y
el consumo lento de la granalla de zinc. Con esta
información:
a) escriba la ecuación química global y la ecuación
iónica.
b) identifique el agente oxidante y el agente reductor.
c) balancee la ecuación usando semirreacciones e
identificando las semiecuaciones de oxidación
y de reducción.
Capítulo 6 - Reacciones de óxido-reducción y electroquímica
73
d) usando esta reacción redox, complete el siguiente esquema de celda voltaica. Las sales
que puede usar son el nitrato de zinc y el nitrato
de plata, ambas solubles en agua.
9. Use la serie de actividad para resolver lo siguiente:
Orden decreciente de actividad
Li 9: Li+ + e–
K 9: K+ + e–
Ca 9: Ca2+ + 2e–
Mg 9: Mg2+ + 2e–
Zn 9: Zn2+ + 2e–
Cr 9: Cr3+ + 3e–
Fe 9: Fe2+ + 2e–
Ni 9: Ni2+ + 2e–
Sn 9: Sn2+ + 2e–
e) escriba el diagrama de esta celda voltaica.
f) sabiendo que el cloruro de plata es una sal
poco soluble, ¿se podría utilizar KCl en el
puente salino?
g) identifique el ánodo y el cátodo de esta celda
galvánica. Asigne en cada semi-celda el signo
correspondiente al electrodo.
h) trace con una flecha, en el esquema, el flujo de
cargas, señalando qué tipo de entidad elemental circula (ión o electrón).
i) explique qué función cumple el puente salino en
esta celda galvánica.
74
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
Pb 9: Pb2+ + 2e–
a) Prediga si la siguiente reacción correría espontáneamente:
3Mg (s) + 2Cr3+ (ac) 9: 2Cr (s) + 3Mg2+ (ac)
b) Cuando el recubrimiento de estaño de una lata
de hierro se raya, se forma óxido. Use la serie de actividad para explicar por qué ocurre
esto.
10. Compare las celdas galvánicas con la electrolíticas
dando semejanzas y diferencias.
UNIDAD 2
Criterios de evaluación e indicadores
Rúbrica para evaluar la síntesis del capítulo
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Aplicar lo que es el
estado de oxidación al
determinar el estado
de oxidación a distintas
sustancias.
Responde correctamente los ítems
1, 2 y 3, al determinar correctamente el estado de oxidación de
las sustancias.
Responde en forma parcialmente
correcta al responder acertadamente al menos 2 de los ítems
asociados al objetivo, determinando correctamente el estado
de oxidación de las sustancias.
Responde en forma insatisfactoria, pues desarrolla de manera
incorrecta los ítems 1, 2 y 3
sin determinar correctamente
el estado de oxidación de las
sustancias.
Identificar reacciones
redox al verificar la
diferencia de estados de
oxidación.
Responde correctamente los ítems
4 y 6, al verificar que existe una diferencia en el estado de oxidación
de las sustancias participantes.
Responde correctamente el
ítem 4, reconociendo reacciones redox y responde en forma
parcialmente correcta el ítem 6,
al identificar solo algunas de las
reacciones redox al verificar que
existe una diferencia en el estado
de oxidación de las sustancias
participantes
Responde incorrectamente el
ítem 4 e identifica solo una
o ninguna de las reacciones
redox del ítem 6, al no verificar
que existe una diferencia en
el estado de oxidación de las
sustancias participantes.
Ajustar ecuaciones de
óxido reducción e identificar el agente reductor
y el agente oxidante.
Responde en forma satisfactoria
el ítem 7 al ajustar correctamente
al menos dos de tres ecuaciones y
responde el ítem 8 b), al identificar
en la reacción el agente oxidante y
el agente reductor.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 7, al ajustar
correctamente al menos dos de
las tres ecuaciones y responde al
ítem 8 b) en forma parcialmente correcta, al identificar en la
reacción al agente oxidante o al
agente reductor.
Responde en forma insatisfactoria el ítem 7, al no ajustar
correctamente al menos dos de
las tres ecuaciones y responde
el ítem 8 b) en forma insatisfactoria, al no identificar al agente
oxidante y al agente reductor.
Identificar los componentes de una celda
galvánica y explicar el
funcionamiento de una
celda galvánica.
Responde correctamente los ítems
5 y 8, identificando los componentes de una celda galvánica, las
reacciones que en ella ocurren y
explicando su funcionamiento.
Responde correctamente el ítem
5 y parcialmente correcto el ítem
8, identificando los componentes
de una celda galvánica, algunas
de las reacciones que ocurren y
explicando su funcionamiento.
Responde el ítem 6 en forma
incorrecta y el ítem 11 en forma
deficiente, desarrollando correctamente a menos de tres de las
preguntas del ítem.
Determinar la espontaneidad de un proceso
al analizar tablas de
actividad de metales.
Responde correctamente el ítem 9,
al determinar la espontaneidad de
una reacción y explicarlo haciendo
uso de las tablas de actividad de
metales.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 9, al determinar
la espontaneidad de una reacción haciendo uso de las tablas
de actividad de metales y no es
capaz de explicarlo.
Responde en forma incorrecta
el ítem 9 al no determinar y no
explicar la espontaneidad de
una reacción, no sabe hacer uso
de las tablas de actividad de
metales.
Establecer semejanzas
y diferencias entre las
celdas galvánicas y las
electrolíticas.
Responde correctamente el ítem
10 al establecer semejanzas y
diferencias significativas, estableciendo criterios de comparación.
Responde en forma parcialmente correcta el ítem 10, al
establecer algunas semejanzas
y diferencias entre las celdas
galvánicas y las electrolíticas.
Responde en forma incorrecta
el ítem 10, sin establecer diferencias y semejanzas significativas entre las celdas galvánicas
y las electrolíticas.
Capítulo 6 - Reacciones de óxido-reducción y electroquímica
75
Solucionario
Solucionario evaluación de síntesis
1. B
2. D
3. C
4. D
5. E
6.
a y c son reacciones de óxido-reducción. La fundamentación debe basarse en el cambio en el estado de oxidación de las sustancias involucradas.
7. La primera reacción ajustada
a) Cl2(g) + 2FeCl2(ac) 9: 2 Fe Cl3(ac) El cloro se
reduce y el fierro se oxida, deben escribir semireacciones.
b) K2Cr2O7 + KI + KCl + H2O 9: CrCl3 + I2 + KOH
El yodo se oxida y el cromo se reduce.
c) 3H2S + 2HNO3 9: 3S(s) + 2NO(g) + 4H2O
El azufre se oxida y el nitrógeno se reduce.
76
Unidad 2 - Reacciones ácido-base y redox
8. a) Zn + Ag(NO3)2 9: Zn(NO3)2 + Ag
b) La plata es el agente oxidante y el zinc el agente
reductor.
e) Zn // Zn(NO3)2
Ag // Ag(NO3)2
g) En el ánodo ocurre la oxidación, tiene signo negativo y en el cátodo ocurre la reducción y tiene
signo positivo.
i) La función del puente salino es evitar la acumulación de cargas.
9. a) Ocurrirá espontáneamente porque en la serie de
actividad se indica que el magnesio tiene mayor
tendencia a oxidarse que lo que ocurre en esta
reacción y como el cloro tiene menor actividad
se reduce.
b) Ocurre esto porque, al perder el recubrimiento
de estaño, el hierro se oxida porque tiene mayor
tendencia a oxidarse, como se indica en la serie
de actividad.
10. Deben comparar en cuanto al signo de los electrodos, si generan energía eléctrica o la requieren, el
tipo de reacción que ocurre en cada cátodo.
UNIDAD
3
Cinética química
• Presentación de la unidad
Unidad 3
Cinética química
Capítulo 7
Velocidad de reacción
Factores que afectan la velocidad de
reacción
Expresión de la velocidad de reacción y la
estequiometría
Reacciones de primer y segundo orden
Mecanismos de reacción
Catalizadores
77
• Propuesta de planificación
Cinetética química
Capítulo
7 Velocidad de
reacción
78
Contenidos
- Velocidad de reacción.
- Factores que afectan
la velocidad: temperatura, concentración de
reactantes, presencia
de catalizadores.
- Ecuaciones de velocidad de reacción.
- Relación de la expresión con la estequiometría.
- Reacciones de primer y
segundo orden.
- Determinación de
la velocidad de una
reacción.
- Formas de representar
ecuaciones.
- Efecto de la temperatura.
- Energía de activación
y su implicancia en la
velocidad de reacción.
- Mecanismos de
reacción en etapas elementales o múltiples.
- Efecto de los catalizadores en la velocidad
de reacción.
- Catalizadores homogéneos y heterogéneos.
- Catalizadores biológicos y su importancia
Unidad 3 - Cinética química
Aprendizajes esperados
Tiempos
estimados
• Analizar los factores que influ- 8 semanas
yen en las velocidades de las
reacciones químicas.
• Estudiar las expresiones de la
velocidad de reacción y cómo
se relacionan con la estequiometría del proceso químico.
• Establecer experimentalmente
la velocidad de reacción en
procesos químicos simples.
• Representar ecuaciones de
velocidad para expresar el
cambio de las concentraciones en el tiempo.
• Reconocer el efecto de la
temperatura en la velocidad
de reacción.
• Identificar el concepto de
energía de activación como
el aporte mínimo de energía
requerido para que el proceso
químico se produzca.
• Reconocer los mecanismos
de reacción como las rutas
moleculares factibles que
llevan a la transformación de
los reactivos a productos.
• Analizar cómo los catalizadores aceleran la velocidad de
reacción.
• Identificar la importancia de
los catalizadores biológicos
(enzimas) en el funcionamiento celular.
Indicadores de evaluación
- Explican como se mide la
velocidad de reacción.
- Identifican los factores que
afectan la velocidad de reacción.
- Analizan situaciones donde se
evidencian los efectos de los
factores.
- Expresan la ecuación de
velocidad de reacciones de
distinto orden.
- Analizan situaciones experimentales y/o gráficos
determinando su velocidad de
reacción.
- Expresan mediante ecuaciones el cambio de concentraciones de reactivos o
productos en el tiempo.
- Al analizar tablas o gráficos
reconocen el efecto de la
temperatura en la velocidad
de reacción.
- Explican el concepto energía
de activación.
- En reacciones sencillas,
determinan y comprueban el
orden de una reacción.
- Explican el efecto de los
catalizadores en una reacción
química.
- Reconocen la presencia de los
catalizadores en reacciones
químicas.
- Explican la importancia de los
catalizadores biológicos.
Capítulo
7
Velocidad de reacción
Red conceptual del capítulo
Velocidad de
reacción
Energía de
activación
Velocidad de reacción
y estequiometría
Factores que afectan la
velocidad de reacción
Concentración de
reactivos
Presencia de
catalizadores
Modelo de las
colisiones
Ecuación de velocidad
Mecanismo de
reacción
Temperatura
Pasos
elementales
Catálisis
homogénea
Pasos múltiples
Catálisis
heterogénea
Enzimas
Estrategias pedagógicas e
información complementaria
Esta unidad resulta un tanto compleja para el alumno,
ya que además de la comprensión de los contenidos
de la unidad, ordenados en la red conceptual, se requiere el uso de la matemática para despejar ecuaciones, reemplazar datos, determinar la pendiente de un
gráfico, trabajar con logaritmos naturales, contenido
que está en los programas de matemática de 4º medio. También se incluyen actividades de construcción
e interpretación de gráficos. Estos antecedentes permiten respaldar la necesidad de ir contextualizando los
contenidos a medida que se van tratando los diversos
temas, con ejemplos de situaciones cercanas al alumno donde evidencie la velocidad de una reacción, los
factores que la afectan, por ejemplo, mencionar que
la descomposición de los alimentos se acelera al aumentar la temperatura.
Sería recomendable tomar contacto con docentes de
matemática para que trabajaran algunos ejercicios de
la unidad con los estudiantes en las clases de matemática. También, al momento de evaluar, considerar
Orden de reacción
Reacciones de
primer orden
Reacciones de
segundo orden
el planteamiento de preguntas que no impliquen cálculos (guía propuesta en actividades complementarias), teniendo en cuenta que algunos alumnos
tienen muchas dificultades en matemática y que es
importante el manejo de conceptos. Asimismo, sería
apropiado tomar contacto con el docente de biología
para que retome el tema de los catalizadores biológicos en algún momento, de tal forma que los alumnos
amplíen su horizonte, sin encasillar los contenidos en
las asignaturas sino que relacionándolos con otros
sectores o subsectores, lo que facilitará la comprensión y estructuración de los temas abordados.
Sugerencias metodológicas
Actividad inicial página 158
Al realizar esta actividad, se debe tener precaución
principalmente en la reacción del zinc con ácido clorhídrico, porque podría subirse (desbordarse) el tubo de
ensayo, sin embargo como el ácido no esta tan concentrado, no será una reacción tan violenta. También
debe tenerse precaución al tomar lo tubos de ensayo,
evitando que se den vuelta para no quemarse, porque
Capítulo 7 - Velocidad de reacción
79
se calientan. En esta actividad, se pretende que el estudiante observe distintas reacciones y se aproxime
a pensar cómo se podría medir la velocidad de una
reacción química y determinar qué aspectos podrían
estar influyendo en su velocidad.
Ponte a prueba página 160
Para desarrollar este ejercicio, el alumno debe interpretar la información de la figura y luego traducirla a valores para calcular la velocidad de esa reacción, debe
tener en cuenta que se está calculando la velocidad en
función de uno de los reactantes y no del producto.
Ponte a prueba página 161
El desarrollo del ejercicio requiere que el alumno tenga desarrollada la capacidad para interpretar gráficos,
esto facilitará que encuentre los valores de concentración que corresponden al tiempo indicado y calcule en forma correcta la velocidad. Si los alumnos se
confunden al ubicar las concentraciones, entonces
se les debe recordar que siempre una variación es la
diferencia entre la situación final y la inicial, en este
caso concentración final menos concentración inicial.
Se debe considerar también que el signo de la concentración debe ser negativo porque se trata de un
reactivo que está desapareciendo.
Ejercicio de aplicación 7.1 página 166
Al desarrollar esta actividad, el alumno debe tener claridad en el significado que, en la ecuación de velocidad,
tiene el hecho que esta no esté influenciada por una
sustancia en particular, sino por las dos. Debiendo multiplicar las concentraciones de cada sustancia en cada
caja, para calcular la velocidad de la reacción en cada
una y ordenar las velocidades en forma creciente.
Ejercicio de aplicación 7.2 página 167
Para resolver este ejercicio, se debe seguir la secuencia de pasos explicitados en el ejercicio solucionado,
ya que es el mismo tipo de ejercicio, es recomendable
que el alumno razone cada paso que da para resolverlo y no lo haga en forma mecánica.
Actividad 7.1 página 169
Al desarrollar esta actividad experimental de carácter
grupal que tiene como principal objetivo que el alumno compruebe como la velocidad de reacción afecta la modificación de concentración en los reactivos,
se debe solicitar a los alumnos que sean rigurosos al
mezclar las soluciones, al registrar observaciones y
al medir el tiempo, para que los resultados obtenidos
sean lo mas confiables posible y le permitan cumplir
80
Unidad 3 - Cinética química
el objetivo propuesto. Al trabajar con los resultados
obtenidos, deben ser capaces de informar de forma
gráfica y de interpretar y fundamentar.
Ponte a prueba página 176
El planteamiento de la ecuación de descomposición
no debería presentar problemas, teniendo en cuenta
el alumno que siempre las ecuaciones debe ajustarlas. La segunda parte de la actividad es más compleja
ya que se requiere que el alumno tenga un buen manejo matemático para realizar la demostración solicitada. Sería recomendable solicitar la colaboración de
docentes de matemática para que apoyen y guíen a
los estudiantes para resolver este tipo de ejercicios y
otros que se presentan en el texto. Es importante tener
en consideración que no todos los estudiantes tienen
habilidades matemáticas y requieren ayuda cuando se
enfrentan a este tipo de problemas.
Recursos disponibles en internet
En la página http://www.gobiernodecanarias.org/
educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/q2/cinetica.htm, se puede encontrar información sobre la
velocidad de reacción , los factores que la afectan,
orden de reacciones químicas. Aparecen actividades
interactivas, videos de los temas tratados. Puede ser
útil para profesores para utilizarlo como herramienta
en las clases y para los estudiantes para repasar y reforzar los contenidos de la unidad.
En la siguiente página, se puede encontrar información
de la unidad, videos que permiten aclarar conceptos,
recomendables para los estudiantes con dificultades
en el aprendizaje de estos contenidos:
http://www.antoniobatista.es/2%C2%BA%20
BACH/2%C2%BA%20bach.html
Página de D. José Antonio Pascual, en ella se encuentra unos esplendidos apuntes sobre la velocidad de una reacción química. Su dirección es: http://
www.100ciaquimica.net/temas/tema6/index.htm.
Colección de problemas de Física y Química resueltos. Los correspondientes a la cinética química se encuentran en la siguiente dirección:
http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1_cinetica_quimica.php
Simulador de determinación de la velocidad de reacción
http://www.chm.davidson.edu/vce/kinetics/RateOfReaction.html
Simulador de cambios de concentración con el tiempo. http://www.chm.davidson.edu/vce/kinetics/ReactionRates.html
UNIDAD 3
Actividades complementarias
Guía de cinética química
I. Preguntas de selección múltiple.
1. Al comparar dos reacciones químicas desde el
punto de vista cinético, se observa que una reacción química “X” obedece a un mecanismo similar
que una reacción química “Y”, pero, la primera reacción presenta el doble de energía de activación.
Al respecto, ¿cuál de las predicciones siguientes
es correcta referido a la velocidad de la reacción
“X”?
A) La velocidad de la reacción química “X” es la
misma que la velocidad de la reacción “Y”.
B) La velocidad de la reacción química “X” será
menor que la velocidad de la reacción “Y”.
C) La velocidad de la reacción química “X” será el
doble de la velocidad de la reacción “Y”.
D) La velocidad de la reacción química “X” será el
triple que la velocidad de la reacción “Y”.
E) La velocidad de la reacción química “X” será el
cuádruple de la velocidad de la reacción “Y”.
2. Respecto a la energía de activación, es correcto
afirmar que:
I. Corresponde a una cantidad máxima de energía
para poder iniciar una reacción.
II. Corresponde a la barrera energética que debe
vencer un sistema cuando experimenta un
cambio.
III. Los catalizadores tienen como función reducir
la energía de activación y, por lo tanto, aumentan la velocidad de una reacción.
A) Solo I
A) Pulverización de uno de sus reactantes sólidos.
B) Aumento de la temperatura.
C) Presencia de un inhibidor .
D) Aumento de la concentración de los reactantes.
E) Presencia de un catalizador.
II. Aplicación de contenidos.
4. Las siguientes situaciones ocurren en la vida cotidiana y es posible estudiarlas desde el punto de
vista cinético:
I. Cocinar alimentos en una olla a presión.
II. Refrigerar alimentos para que duren más tiempo.
III. Si no existieran enzimas no seria posible la
vida.
IV. Cuando ocurre un incendio no es recomendable abrir puertas y ventanas.
Para cada una de las situaciones ya mencionadas:
a) Analice qué factor incide en la velocidad de la
reacción.
b) Explique cómo afecta la velocidad de la reación
aplicando el modelo de las colisiones
5. Mencione tres ejemplos de la vida diaria en los que
se evidencie el efecto que tiene en la velocidad de
reacción el factor:
a) Concentración
b) Temperatura
c) Presión
B) Solo II
C) Solo I y II
D) Solo II y III
E) I, II y III
3. La velocidad de una reacción se determina midiendo experimentalmente el cambio de concentración
de reactantes y/o productos en un cierto periodo
de tiempo.
¿Cuál de los siguientes factores disminuye la velocidad de una reacción?
Capítulo 7 - Velocidad de reacción
81
Evaluación de síntesis
Capítulo 7
Nombre:
Puntaje obtenido:
1. Para la reacción: A(g) 9: 2B(g), la concentración
de A desciende desde 4 a 2 mol/L en 10 s. Calcular
la velocidad media en términos de:
Nota:
a) 0,40
b) 1,0
c) 0,16
a) –∆CA /∆t en mol/minL
b) ∆CB/∆t en mol/sL
7. Para la reacción de un solo reactivo A, se han obtenido los siguientes datos:
2. Expresar la velocidad de reacción:
2HI(g) 9: H2(g) + I2(g)
a) En términos de ∆CH2.
b) En términos de ∆CHI, si se quiere que la velocidad sea la misma que en (a).
3. Considerar los datos obtenidos para la descomposición del N2O5 a 57°C:
t /min
0
2
4
6
8
[N2O5]
0,16
0,126
0,099
0,078
0,061
a) Calcular la velocidad media entre 2 y 6 minutos.
b) Realizar un gráfico de concentración versus
tiempo, trazar la tangente a la curva y encontrar
la velocidad a los cuatro minutos.
4. Complete la siguiente tabla para una reacción de
primer orden:
D(g) 9: Productos
CD/mol/L
0,60
0,04
K/1/min
5 × 10–2
0,17
v/mol/min
2,8
0,085
Explique como varía la concentración de reactivos
en el tiempo
5. A 600 K, la descomposición del NO2 es de segundo
orden con una velocidad de 2 × 10–3 mol/s, siendo
la concentración de NO2 de 0,082 mol/L.
a)
b)
c)
d)
Escribir la ecuación de velocidad.
Calcular la constante de velocidad K.
¿Cuáles son las unidades de K?
¿Cuál será la velocidad si la CNO2 = 0,02 mol/L?
6. En una reacción A(g) 9: B(g), se ha medido la
velocidad cuando la concentración de A es 0,040
mol/L y 0,10 mol/L. Determina el orden de la reacción si la relación de velocidades es:
82
Unidad 3 - Cinética química
v/ mol/min
0,020
0,016
0,013
0,010
Ca / mol/L
0,100
0,090
0,080
0,070
a) Determinar el orden de la reacción.
b) Explicar como se midió la velocidad de reacción.
8. Los siguientes datos se refieren a la descomposición en fase gaseosa del [C2H5Cl] a 740 K:
t /min
0
C /mol/L
1
0,200 0,197
2
0,193
3
4
8
16
0,190 0,187 0,175 0,153
a) Representando los datos, comprobar que la reacción es de primer orden.
b) A partir de este gráfico, calcular el valor de K
c) Usando K, encontrar el tiempo para que la concentración se convierta en ¼ del valor inicial.
9. En la siguiente reacción
CaCO3(s) + 2HCl(ac) 9: CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)
¿Cuál(es) de los siguientes factores favorece(n) la
velocidad de la reacción?
I. Aumento de la temperatura.
II. Aumento de la concentración de HCl.
III. Disminución de la temperatura.
IV. Presencia de un catalizador.
A) Solo I y IV
B) II, III y IV
C) Solo I y II
D) I, II y IV
E) II, III y IV
10. Explique qué función cumplen los catalizadores en
base a su mecanismo de acción, mencione y explique un ejemplo de un catalizador presente en una
reacción química, explique la importancia de los
catalizadores biológicos.
UNIDAD 3
Criterios de evaluación e indicadores
Rúbrica para evaluar la síntesis del capítulo
Aspecto a evaluar
Indicadores de logro
Logrado
Medianamente logrado
Por lograr
Explicar y determinar
como se mide la velocidad de reacción.
Responde correctamente el ítem
7 b) explicando detalladamente
cómo se mide la velocidad de
reacción considerando los datos de
la tabla
Responde en forma parcialmente Responde en forma insatisfaccorrecta el ítem 7 b) al explicar toria al no responder en forma
como se mide la velocidad de
correcta el los ítem 7 b).
reacción, considerando solo
algunos elementos.
Identificar los factores
que afectan la velocidad
de reacción al analizar
situaciones donde se
evidencian los efectos
de los factores.
Responde correctamente el ítem
9 al identificar todos los factores
que afectan la velocidad de una
reacción.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 9 al identificar 2
de los tres factores que afectan
la velocidad de reacción.
Responde incorrectamente el
ítem 9 al identificar uno o ninguno de los factores que afectan la velocidad de reacción.
Expresan la ecuación de Responde en forma satisfactoria el
velocidad de reacciones ítem 2, al expresar la ecuación de
de distinto orden.
velocidad en términos de distintos
reactivos.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 2, al expresar la
ecuación de velocidad en término de uno de los reactivos.
Responde en forma insatisfactoria el ítem 2, al no expresar la
ecuación de velocidad en término de alguno de los reactivos.
Analizan situaciones
experimentales y/o gráficos determinando su
velocidad de reacción.
Responde correctamente los ítems
1, 3 y/o 5 al determinar correctamente la velocidad de reacción en
ambas ecuaciones.
Responde correctamente el ítem
1 o 3 y/o 5 al determinar correctamente la velocidad de reacción
en una de las ecuaciones.
Responde en forma incorrecta
y el ítem 1, 3 y 5 al cometer
errores al calcular la velocidad
de reacción en las ecuaciones.
Expresan mediante
ecuaciones el cambio
de concentraciones de
reactivos o productos en
el tiempo y determinan
la constante.
Responde correctamente el ítem
4, determinando la variación de
velocidad, concentraciones y de la
constante en el tiempo.
Responde en forma parcialmente
correcta el ítem 4, cometiendo
errores al determinar la variación
de velocidad, concentraciones o
de la constante en el tiempo.
Responde en forma incorrecta
el ítem 4, al no determinar la
variación de velocidad, concentraciones o de la constante en
el tiempo.
Al analizar tablas o
gráficos reconocen el
efecto de la temperatura en la velocidad de
reacción.
Responde correctamente el ítem
10, al identificar todos los efectos
de la temperatura en la velocidad
de reacción.
Responde en forma parcialmente correcta el ítem 10, al identificar dos de los tres efectos de
la temperatura en la velocidad de
reacción.
Responde en forma incorrecta
el ítem 10, logrando identificar
solo uno de los efectos de la
temperatura en la velocidad de
reacción.
En reacciones sencillas
determinan y comprueban el orden de una
reacción.
Responde correctamente el ítem
7 a) y comete algunos errores en
el 6 determinando incorrectamente
el orden de una de las velocidades
orden de la reacción y responde
en forma correcta el ítem 8 a) al
lograr comprobar el orden de la
reacción.
Responde en forma parcialmente correcta los ítems 6 y 7 a)
cometiendo errores al determinar el orden de algunas de las
velocidades del ítem 6. Responde
en forma incorrecta el ítem 8 a)
al no lograr comprobar el orden
de la reacción.
Responde en forma insatisfactoria los ítems 6 y 7a) cometiendo muchos errores al determinar el orden de las reacciones y
responder en forma incorrecta
el ítem 8 a) al no lograr comprobar el orden de la reacción
Capítulo 7 - Velocidad de reacción
83
Solucionario
Guía de cinética química
V= 0,012 mol min-1
L
I. 1. B
b) Al trazar la tangente en esta gráfica, se puede
calcular la pendiente según m = y2 - y1
2. D
3. C
II. a) Temperatura
b) Concentración reactantes
x2 – x1
y la velocidad a los 4 segundos es:
c) Catalizadores
V = 0,099 mol L-1 / 4 min
d) Presión
V = 0,02475 mol L-1 min-1
III. Como es una pregunta abierta, se obtendrán una
serie de ejemplos diversos. Sin embargo, todas las
respuestas se deben orientar según los conceptos básicos que son:
• Concentración: la velocidad de reacción aumenta
con la concentración debido al aumento de la frecuencia de colisiones entre las partículas.
• Temperatura: cuando ocurre una reacción a una temperatura más alta, existe mayor energía aumentando la velocidad de reacción al ocasionar que haya
más colisiones entre partículas.
• Presión: la velocidad de las reacciones en estado
gaseoso aumenta porque la concentración del gas
también lo hace. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil, y
sólo se hace importante cuando la presión es muy
alta.
Evaluación de síntesis
1. a) Se aplica la fórmula siguiente transformando el
valor final a minutos:
4. Al completar la tabla, los valores que la completan
de manera correcta, de izquierda a derecha son:
0,5 mol/L - 70 min - 0,03 mol /min. También se
puede deducir que la concentración disminuye en
el tiempo.
5. a) V= K* [NO2]2
b) K= v / [NO2]2
K= 2,0x10-3 / (0,082)2
K= 0,2974 mol L-2 s
c) K = v = mol/s
c2
(mol / L)2
V= 1,18 x10-4 mol s-1
6. Para todos los casos se utiliza la relación matemática siguiente en la cual se aplica logaritmo para
despejar el valor de n que indica el orden de las
reacciones estudiadas.
V= -(2 – 4)mol L-1/ 10s = 2 mol L-1/ 10 s
V2
(0,10 )
L
n=1
b) 1,0 = (0,040)n
V= ½ (4 mol L-1) / 10s
(0,10 )n
n=0
V= 0,2 mol s-1
c) 0,16 = (0,040)n
(0,10 )n
2. a) VH2 = ∆[H2] / ∆t
n=2
b) VHI = -2 ∆[HF] / ∆t
3. a) V= -∆[N2O5 ]/ ∆t
V= -(0,078 – 0,126) mol L-1/ (6 – 2) min
84
Unidad 3 - Cinética química
[A2]n
a) 0,40 = (0,040)n
V= 12 mol min-1
L
L2
V= (0,2974 mol L-2 s ) (0,02 mol/L)2
V1 = [A1]n
b) V= ½ ∆[B]/ ∆ t
mol2 / L2
d) V= K* [NO2]2
V= -∆[A]/ ∆t
V= 0,2 mol L-1s-1
= mol/s = mol/s
9. D
UNIDAD
4
Reactividad en química orgánica
• Presentación de la unidad
Unidad 4
Reactividad en química orgánica
Capítulo 8
Moléculas orgánicas y reactividad
Características de las moléculas orgánicas
Reacciones ácido-base en compuestos orgánicos
Electrófilo, nucleófilo, efecto estérico
Mecanismo de reacción para reacciones SN2 y SN1
Reacciones de óxido-reducción
85
• Propuesta de planificación
En química orgánica
Capítulo
8 Moléculas
orgánicas y
reactividad
86
Contenidos
- Características de los
compuestos orgánicos
- Estabilidad de los
compuestos orgánicos
- Reacciones ácidobase en compuestos
orgánicos
- Electrofilo, nucleofilo,
efecto estérico
- Mecanismos de reacción SN2 y SN1
- Grupos funcionales y
reactividad química
- Reacciones redox
- Radical libre
- Reactividad de compuestos orgánicos con
oxígeno
- Ejemplos de productos
químicos con características orgánicas
- Como interaccionan las
moléculas
- Propiedades físicas de
las moléculas organicas
Aprendizajes esperados
Tiempos
estimados
8 semanas
• Reconocer las propiedades
que dan estabilidad a los
compuestos orgánicos.
• Reconocer la capacidad
ácido-base de las sustancias
orgánicas.
• Identificar zonas de reactividad y sitios de polaridad
molecular.
• Distinguir y comprender el
significado de los conceptos:
electrófilo, nucleófilo y efecto
estérico.
• Reconocer los mecanismos de
reacción para reacciones del
tipo SN2 y SN1.
• Reconocer las principales
reacciones químicas de los
distintos grupos funcionales.
• Identificar las reacciones
redox en química orgánica
como el más importante sistema de obtención de energía
en el plano celular.
• Identificar el concepto de
radical libre.
• Identificar algunos procesos
reactivos en moléculas orgánicas que contienen oxígeno.
• Analizar los distintos productos químicos de características orgánicas.
• Analizar las interacciones
moleculares en las sustancias
orgánicas.
• Identificar algunas propiedades físicas de las moléculas
orgánicas
Unidad 4 - Reactividad en química orgánica
Indicadores de evaluación
- Identifica las propiedades que
dan estabilidad a los átomos
- Identifica y explica reacciones
ácido-base en compuestos
orgánicos
- En una molécula detecta sitios
de polaridad molecular
- Diferencia un nucleofilo de un
electrofilo
- Identifica un nucleofilo y un
electrofilo en una reacción
química
- Identifica reacciones del tipo
SN1 y SN2 y los factores que
las afectan
- Identifica las principales
reacciones de los grupos
funcionales
- Explica las reacciones redox
en química orgánica
- Reconoce la existencia
reacciones redox en el plano
celular
- Reconoce un radical libre y lo
caracteriza
- Asocia procesos químicos con
la reactividad de moléculas
orgánicas que contienen
oxigeno
- Detecta productos químicos
de características orgánicas al
analizar su composición
- Explica las interacciones
moleculares en las sustancias
orgánicas
- Reconoce propiedades físicas
de las moléculas orgánicas
Capítulo
8
UNIDAD 4
Moléculas orgánicas y
reactividad
Red conceptual del capítulo
Moléculas orgánicas
Tipos de moléculas
Alcoholes primarios y secundarios
Estructura de las moléculas
Compuestos halogenados
Sustancias con oxígeno
Reactividad
Estabilidad de las moléculas
Radicales libres
Propiedades ácido- base
Mecanismos de reacción
Reacciones de óxido-reducción
Factores que afectan las reacciones
SN1
Factores que afectan las reacciones
SN2
Estrategias pedagógicas e
información complementaria
Al iniciar esta unidad, luego de realizar la actividad
inicial que sitúa al alumno en el ámbito de los compuestos orgánicos, sería recomendable realizar un repaso de nomenclatura orgánica, ya que los alumnos
al plantear las reacciones con compuestos orgánicos
deben saber escribir fórmulas de compuestos a partir
de sus nombres y viceversa. En la sección material
complementario se presenta una guía de repaso de
nomenclatura orgánica.
Otra de las actividades complementarias es el desarrollo de una pequeña investigación. En este tipo
de actividades los alumnos plantean hipótesis que
luego deben comprobar, esto permite que vivan el
método científico y no se aprendan de memoria sus
partes sin encontrarle un significado, ni una utilidad a su manejo, dominen variables, sinteticen y comuniquen información a través de diversos medios,
como por ejemplo informes escritos. En este tipo de
metodologías se permite que los estudiantes tengan
un rol activo. En las pequeñas investigaciones, primero se explora en los conocimientos previos de los
estudiantes, ya que estos tratan de resolverlos con
lo que ellos saben; luego viene una etapa en la que
investigan lo que no saben o el profesor les proporciona esa información faltante a través de material
de apoyo como apunte, video, etc. para que ellos
incorporen esos nuevos conocimientos y puedan
dar respuesta a la pregunta o puedan diseñar una
estrategia para dar respuesta a la pregunta que consiste en planificar una actividad experimental como
ocurre en este caso.
En esta unidad también se pueden trabajar en conjunto algunos temas con docentes de biología, debido a
la importante presencia de los compuestos orgánicos
en los seres vivos y su importancia en reacciones que
permiten la vida.
Capítulo 8 - Moléculas orgánicas y reactividad
87
Sugerencias metodológicas
Actividad inicial página 192
El leer una noticia que hable del tema a tratar en la unidad
permite que los alumnos asocien los contenidos a tratar
con situaciones de la vida diaria, en este caso se habla
de los hidrocarburos , compuestos orgánicos abundantes e importantes por su uso como combustibles.
más débil es el que tiene el átomo de oxígeno neutro. Así que necesita clasificar los tres nucleófilos con
oxígenos cargados negativamente en orden de los
valores de pKa de sus ácidos conjugados. Un ácido
carboxílico es un ácido más fuerte que el fenol, que a
su vez es un ácido más fuerte que el agua. Puesto que
el agua es el ácido más débil, su base conjugada es la
base más fuerte y el mejor nucleófilo. Por lo tanto, la
nucleofilicidad relativa es:
Ponte a prueba página 195
Para responder correctamente el alumno debe recordar nomenclatura de compuestos orgánicos con grupos funcionales, tema tratado el año anterior. Si no
recuerdan se les puede sugerir que repases visitando
páginas de internet donde están las reglas de nomenclatura orgánica y ejercicios.
a) 1-propanol
b) Eter dimetílico
c) 1- propanamina
Actividad 8.1 página 200
En esta actividad los estudiantes realizarán una síntesis orgánica. En este tipo de reacciones se debe tener
cuidado al mezclar las sustancias y al calentar a baño
María. Una vez terminado el experimento ellos deben
plantear las ecuaciones de las reacciones realizadas.
Es recomendable que antes de realizar la actividad
experimental investiguen la fórmula de los reactivos,
antecedentes de esa reacción, para que estén preparados ante cualquier eventualidad y sean más concientes del proceso que están realizando, no transformando esta actividad experimental en solo seguir
pasos como se hace con una receta de cocina.
Ponte a prueba página 201
Para desarrollar esta actividad deben tener claro que
un nucleófilo es capaz de atacar a un electrófilo. Si
los estudiantes tienen dificultad para entender esto,
entonces recuérdeles que un electrófilo es una especie deficiente de electrones y un nucleófilo tiene electrones sin compartir.
Ponte a prueba página 203
Para responder esta pregunta el alumno debe escribir la
fórmula estructural de cada compuesto, observar su estructura y considerar que el impedimento estérico es uno
de los factores que incide en el orden de reactividad.
Ponte a prueba página 204
Primero divida los nucleófilos en grupos. Existen tres
nucleófilos con oxígenos cargados negativamente y
uno con un oxígeno neutro. Se sabe que el nucleófilo
88
Unidad 4 - Reactividad en química orgánica
O
HO−
>
O−
>
CH3CO−
>
CH3OH
Recursos disponibles en Internet
Página para repasar nomenclatura orgánica:
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/
Contquimica/Quimica_organica/IndexQcaOrg.htm
Sitio que resume el estudio de la Química orgánica del
petróleo desde sus propiedades hasta el estudio de
las reacciones químicas de los grupos funcionales:
http://www.slideshare.net/verorosso/propiedades-yreacciones-organica
Sitio que explica las reacciones de sustitución y eliminación orgánica. Hace referencia a los criterios de reactividad presentes en reacciones orgánicas:
http://www.telecable.es/personales/albatros1/
quimica/reacciones/sustelim.htm
Sitio de animación que muestran los mecanismos de
reacciones orgánicas SN1 y SN2:
h t t p : / / w w w. u g r. e s / ~ q u i o re d / q c / m e c a n i s m o s /
mecanismos.htm
Animación de sustitución nucleofílica:
http://www.btinternet.com/~chemistry.diagrams/
nucleophilic_subs.swf
Animación de sustitución electrofílica:
http://www.btinternet.com/~chemistry.diagrams/
electrophilic_addition.swf
Animación de una reacción orgánica donde participan
los electrófilos y nucleófilos:
http://organica1.org/teoria1411/flash/carbonilo_
nucleofilo_electrofilo.swf
Archivo pdf que define a los haluros de alquilos, a partir
del estudio de los mecanismos de reacción orgánica:
http://personal.us.es/fcabrera/documentos/figuras%20
leccion10/leccion10pres.pdf
UNIDAD 4
Actividades complementarias
Guía de nomenclatura de compuestos orgánicos
I. Escriba el nombre de los siguientes compuestos
Pequeña investigación
¿El alcotest es una reacción de óxido-re
ducción?
a) CH2—CH29CH29CH3
|
CH9CH29CH29CH9CH29CH29CH29CH3
|
|
CH2RCH2
CH29CH3
- Plantee las hipótesis que den respuesta a
la pregunta planteada.
b) CH39CHRCH9CHRCH2
- Lea el apunte de apoyo.
c) CH2RCH9COOH
d) CHCl3
e) CH39CHRCH9CHO
- Averigüe en qué consiste el alcotest.
Diseñe un experimento que le permita dar
respuesta a la pregunta planteada contras
tando su hipótesis.
f) CH39CO9CH9CHO
- Elabore un esquema de su experimento.
g) C6H59CH29CH29COOH
- Ejecute el experimento, registre observa
ciones.
h) CH39CHOH9CH29COOH
i) CH39CH29CH9O9CH3
j) CHCl29CHCl9CH29CONH2
k) CH39CH29CH9CO9CH3
l) CH39CH29CH29NH2
II. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos
a) 2-metil butano
b) 1,3-dietilciclopentano
c) 5 etil-4 propil-2 hepteno
d) Ácido hexanoico
e) Acetato de etilo
f) Metilfeniléter
g) Ácido 2,3-dihidroxibutanodioico
h) 6-hepten-1,3-diol
i) o-hidroxibenzaldehído
j) 1,3-dimetilhexanol
k) 1-hidroxi-3-pentanona
l) Trietilamina
m) Ácido 3-oxopentanoico
n) 2-metil-3-oxobutanal
o) Butanamida
p) 5 etil-6 metil-7 propilnonino
- En base a la comparación de colores con
cluya contrastando hipótesis.
- Elabore un informe que contenga introduc
ción, preguntas de investigación, hipóte
sis, diseño experimental, resultados, discu
sión y conclusiones.
La detección de la presencia de alcohol en
la sangre se puede realizar indirectamente,
mediante la reacción del etanol presente en
la respiración, un examen conocido con el
nombre de alcotest.
Este examen tiene como objetivo controlar
los niveles de etanol en el aire espirado, y
se aplica generalmente a los conductores
de vehículos. Específicamente, consiste en
que el conductor infle un globo a través de
un tubo que contiene dicromato de potasio
y ácido sulfúrico impregnado sobre un soporte inerte en polvo (gel de sílice).
Como antecedente importante debes considerar que en las reacciones de óxido reducción las sustancias cambian su estado de
oxidación (valencia con carga). El dicromato
de potasio (K2Cr2O7) es de color naranja y en
este compuesto el cromo tiene valencia 6.
El sulfato de cromo III (Cr2(SO4)3) tiene un
color verde intenso y en este compuesto el
cromo tiene valencia 3.
Capítulo 8 - Moléculas orgánicas y reactividad
89
Evaluación de síntesis
Capítulo 8
Nombre:
1. El hecho que el estudio de los compuestos de carbono se conozca como química orgánica se debe a
que en el siglo XVIII se creía que solo los sistemas
vivos podían formar compuestos orgánicos. Esta
creencia fue refutada a partir de que:
A) Fritz Haber sintetizó urea a partir de cianato de
amonio, una sustancia inorgánica.
B) Friedrich Wöhler sintetizó urea a partir de cianato de potasio, una sustancia inorgánica.
C) Fritz Haber y Friedrich Wöhler sintetizaron urea
a partir de cianato de amonio, una sustancia inorgánica.
D) Friedrich Wöhler sintetizó urea a partir de cianato de amonio, una sustancia inorgánica.
E) Ninguna de las anteriores
2. La principal característica de los hidrocarburos es
que contienen:
I. Carbono.
II. Bromo
III. Hidrógeno
A) Solo I
B) Solo I y II
C) Solo I y III
D) Solo II y III
E) Solo I y III
3. Son hidrocarburos:
A) Alcano, alcohol, alquino, aromático, alqueno.
B) Alcohol, aromático, alcano, alqueno.
C) Amino, alquino, alqueno, alcano, alcohol.
D) Aromático, alqueno, alquino, alcano.
E) Aromático, amino, alcano, alqueno.
4. El benceno es un:
A)
B)
C)
D)
E)
90
alcohol.
alquino.
aromático.
alcano.
Ninguna de las anteriores.
Unidad 4 - Reactividad en química orgánica
Puntaje obtenido:
Nota:
5. La estructura del carbono es:
A) tridimensional, tiene cuatro electrones de valencia y forma cuatro enlaces prácticamente en
todos sus compuestos.
B) bidimensional, tiene dos electrones de valencia
y forma dos enlaces prácticamente en todos
sus compuestos.
C) tridimensional, tiene cuatro electrones de valencia y forma ocho enlaces prácticamente en
todos sus compuestos.
D) bidimensional, tiene cuatro electrones de valencia y forma dos enlaces prácticamente en todos
sus compuestos.
E) tridimensional, tiene dos electrones de valencia
y forma cuatro enlaces prácticamente en todos
sus compuestos.
6. El hidrógeno forma un solo enlace covalente dado
que:
A) su capa de valencia solo puede alojar un electrón.
B) su capa de valencia solo puede alojar dos electrones.
C) su capa de valencia solo puede alojar tres electrones.
D) su capa de valencia solo puede ceder dos electrones.
E) su capa de valencia solo puede ceder un electrón.
7. ¿Cuál de los siguientes tipos de enlace es más probable que sea el centro de una reacción química?
I. C=C
II. C-C
III. C-H
A) Solo I y II
B) Solo I y III
C) Solo I
D) Solo II
E) Todas son correctas.
UNIDAD 4
8. Se conoce como hidrocarburos insaturados a:
A)
B)
C)
D)
E)
alcano, alqueno y alquino.
aromático, alqueno, alcano.
alcano, alqueno, alquino y aromático.
alquino, alqueno y aromático.
aromático y alqueno.
9. Las moléculas orgánicas que tienen una parte larga
no polar que se extiende dentro de un medio no
polar se conocen como:
I. moléculas orgánicas tensopolares.
II. moléculas orgánicas no polares.
III. moléculas orgánicas tensoactivas.
A) Solo I.
B) Solo II.
C) Solo III.
D) I y III.
E) Ninguna de las anteriores.
10. La magnitud de la constante de rapidez de una reacción podría disminuir si:
A) Se incrementa la concentración de los reactantes.
B) Se incrementa la barrera de energía en una reacción SN2.
C) Se incrementa la barrera de energía en una reacción SN1.
D) Se disminuye la barrera de energía en una reacción SN1.
E) Se disminuye la barrera de energía en una reacción SN2.
11. El orden decreciente de los siguientes bromuros de
alquilo de acuerdo a su reactividad en una reacción
SN2 es:
A) 1-bromo-pentano, 1-bromo-3-metilbutano,
1-bromo-2-metilbutano, 2-bromo-2-metilbutano.
B) 1-bromo-2-metilbutano, 2-bromo-2-metilbutano,
1-bromo-pentano, 1-bromo-3-metilbutano.
C) 1-bromo-3-metilbutano, 1-bromo-2-metilbutano,
2-bromo-2-metilbutano, 1-bromo-pentano.
D) 1-bromo-pentano, 2-bromo-2-metilbutano,
1-bromo-3-metilbutano, 1-bromo-2-metilbutano.
E) 2-bromo-2-metilbutano, 1-bromo-pentano,
1-bromo-3-metilbutano, 1-bromo-2-metilbutano.
Capítulo 8 - Moléculas orgánicas y reactividad
91
Criterios de evaluación e indicadores
Rúbrica para la evaluación de síntesis del capítulo
Indicadores de logro
Aspecto a evaluar
Reconocer la importancia
del estudio de la química
orgánica para explicar el
inicio y desarrollo de la vida
en la Tierra.
Logrado
Medianamente logrado
Responde correctamente la pregunta 1,
puesto que reconoce el auge de la química orgánica por medio de investigaciones
empíricas que permiten explicar el origen
y desarrollo de la vida en la Tierra.
Identificar algunas propieda- Responde correctamente las pregundes físicas de las moléculas tas 2, 3, 6, 8 y 9, ya que identifica
orgánicas.
claramente las propiedades físicas que
presentan las moléculas orgánicas.
Identificar desde el punto de
vista químico los distintos
productos químicos de
características orgánicas.
Por lograr
Responde incorrectamente la pregunta 1, puesto que no reconoce que el
estudio de la química orgánica surgió
gracias a investigaciones empíricas.
Responde correctamente solo 3 de
las 5 preguntas (2, 3, 6, 8 y 9), ya que
identifica parcialmente las propiedades
físicas que presentan las moléculas
orgánicas.
Responde correctamente la pregunta
4, puesto que reconoce y analiza la
existencia de productos orgánicos con
distinta conformación estructural y
funcional.
Responde incorrectamente las
preguntas 2, 3, 6, 8 y 9, ya que no
identifica las propiedades físicas que
presentan las moléculas orgánicas.
Responde incorrectamente la
pregunta 4, puesto que no reconoce
y no analiza que existen distintas
sustancias orgánicas que difieren
según su conformación estructural y
funcional.
Identificar las distintas
Responde satisfactoriamente la pregunrepresentaciones espaciales ta 5, reconociendo que las moléculas
de las moléculas orgánicas. orgánicas presentan distintas representaciones en el espacio.
Responde incorrectamente la
pregunta 5, puesto que no reconoce
que las moléculas orgánicas pueden
presentan distintas representaciones
en el espacio.
Reconocer las propiedades
que dan estabilidad a los
compuestos orgánicos.
Responde correctamente la pregunta
7, identificando la importancia de los
enlaces entre Carbono-Carbono para
predecir lo que sucederá en una reacción
química.
Responde incorrectamente la pregunta 7, ya que no reconoce la importancia de los enlaces entre Carbono-Carbono para predecir lo que sucederá
en una reacción química.
Identificar zonas de reactividad, con disponibilidad
o deficiencia de electrones, y sitios de polaridad
molecular en estructuras
3D de moléculas. Distingué
y comprender el significado
de los conceptos: electrófilo,
nucleófilo y efecto estérico.
Reconoce los mecanismos
de reacción para reacciones
del tipo SN2 y SN1.
Responde correctamente las preguntas
10 y 11, puesto que identifica las características existentes en las moléculas
orgánicas en función de su reactividad,
disponibilidad o deficiencia de electrones, y sitios de polaridad molecular. Tiene muy claro los conceptos de electrófilo,
nucleófilo y efecto estérico y los asocia
a los mecanismos de reacción del tipo
SN2 y SN1.
Responde correctamente solo
una pregunta (preguntas 10 y 11),
puesto que identifica parcialmente
las características existentes en las
moléculas orgánicas en función de su
reactividad, disponibilidad o deficiencia de electrones, y sitios de polaridad
molecular. Tiene claro los conceptos
de electrófilo, nucleófilo y efecto
estérico, pero dificulta su asociación a
los mecanismos de reacción del tipo
SN2 y SN1.
Solucionario
Evaluación Capítulo 8
1. D,
92
2. C,
3. D,
4. C,
5. A,
6. B,
7. C,
Unidad 4 - Reactividad en química orgánica
8. D,
9. C,
10. B,
11. A
Responde incorrectamente las preguntas 10 y 11, puesto que no identifica las características existentes en
las moléculas orgánicas en función
de su reactividad, disponibilidad o
deficiencia de electrones, y sitios de
polaridad molecular. No tiene claro
los conceptos de electrófilo, nucleófilo y efecto estérico y, por consiguiente, no los asocia con los mecanismos
de reacción del tipo SN2 y SN1.
UNIDAD 4
Apéndice
Seguridad en las ciencias
Normas de seguridad en las ciencias
Trabajar en el laboratorio puede ser una experiencia
emocionante, pero puede ser peligroso si no se siguen
en todo momento las normas de seguridad. Para que
tengas un año seguro en el laboratorio, lee las siguientes normas de seguridad. Asegúrate de que las entiendes todas. Pide a tu profesor o profesora que te
explique cualquier norma que no entiendas.
Vestimenta
1. Muchos materiales de laboratorio pueden causar lesiones en los ojos. Para evitarlo, usa gafas de protección cuando trabajes con sustancias químicas, abrasivos o cualquier otra sustancia que te pueda entrar
en los ojos. Evita usar lentes de contacto en el laboratorio. Si necesitas usar lentes de contacto para ver
bien, avísale a tu profesor o profesora y pregúntale si
hay alguna precaución que debas tener en cuenta.
2. Usa delantal en el laboratorio cuando trabajes con
sustancias químicas o calientes.
3. Sujétate el cabello largo hacia atrás para alejarlo
de sustancias químicas, abrasivos, encendedores,
velas u otro equipo de laboratorio.
4. Antes de trabajar en el laboratorio, quítate o sujeta
los artículos, la ropa o las joyas que puedan colgar
y tocar las sustancias químicas o las llamas.
Normas de seguridad generales y
primeros auxilios
5. Lee varias veces todas las instrucciones para un
experimento. Sigue las instrucciones con exactitud.
Si tienes dudas sobre alguna parte del experimento, pide a tu profesor o profesora que te ayude.
6. Nunca hagas experimentos que tu maestro o maestra no autorice.
7. Nunca uses equipo sin autorización específica.
8. Ten cuidado de no derramar ningún material en el
laboratorio. Si alguno se derrama, pregunta inmediatamente a tu profesor o profesora cuál es el procedimiento adecuado para limpiarlo. Nunca viertas
sustancias químicas o de otro tipo en el desagüe o
en el depósito de basura.
9. Nunca comas, bebas o lleves comida al laboratorio.
10 Informa de inmediato sobre cualquier accidente,
aunque sea pequeño, a tu profesor o profesora.
11. Aprende qué hacer en accidentes específicos,
como en el caso de que te salpique ácido en los
ojos o en la piel. (Enjuaga las zonas afectadas con
abundante agua.)
12. Ten presente la localización del equipo de primeros auxilios. Tu profesor o profesora debe proporcionar cualquier auxilio que se necesite para una
herida. También puede enviarte a la enfermería de
la escuela.
13. Aprende dónde y cómo informar de un accidente o
incendio. Ten presente dónde está el extintor, la alarma de incendios y el teléfono. Informa de inmediato
sobre cualquier incendio a tu profesor o profesora.
Seguridad ante el calor y el fuego
14. Nunca uses una fuente de calor como una vela o
un mechero sin usar gafas de protección.
15. Nunca calientes una sustancia química si no se
te pide. Una sustancia inofensiva cuando está fría
puede ser peligrosa si se calienta.
16. Conserva limpio el lugar de trabajo y mantén to
dos los materiales lejos del fuego. Asegúrate de
que no haya recipientes abiertos con líquidos in
flamables en el laboratorio cuando tengas que
usar fuego.
17. Nunca expongas el brazo o la mano al fuego.
18. Asegúrate de que sabes prender un mechero
de Bunsen. (Tu profesor o profesora mostrará
el modo apropiado de prenderlo.) Si la llama sale
del mechero hacia ti, cierra el gas de inmediato. No toques el mechero, puede estar caliente.
¡Nunca dejes un mechero prendido sin vigilarlo!
19. Si calientas un tubo de ensayo o una botella, no
dirijas la abertura hacia ti u otra persona. Las sustancias químicas pueden salpicar o salir del tubo
caliente.
20. Nunca calientes un recipiente cerrado. El aire caliente en expansión, los vapores u otros gases
pueden hacer explotar el recipiente y causarte heridas a ti o a otras personas.
21. Nunca tomes un recipiente caliente sin sentirlo
primero con el dorso de la mano. Si sientes calor,
el recipiente puede estar muy caliente. Manéjalo
con abrazaderas o pinzas.
Apéndice - Seguridad en las ciencias
93
Usar sustancias químicas con seguridad
22. Nunca mezcles sustancias químicas para “divertirte”. Puedes producir una sustancia peligrosa,
posiblemente explosiva.
23. Muchas sustancias químicas son peligrosas. Nunca toques, pruebes o huelas una sustancia química si no estás seguro de que no te hará daño.
Si debes oler gases en un experimento, pasa la
mano sobre el recipiente para dirigir el gas hacia
tu nariz. No inhales directamente del recipiente.
24. Usa solo las sustancias necesarias en la investigación. Mantén cerrados los recipientes de sustancias que no se usen. Informa a tu profesor o
profesora si hay derrames.
25. Maneja todas las sustancias como te indique tu
profesor o profesora. Nunca las devuelvas a sus
recipientes originales para no contaminarlas.
26. Sé muy cuidadoso al trabajar con ácidos o bases.
Transfiere esas sustancias de un recipiente a otro
sobre el desagüe, no sobre tu área de trabajo.
27. Cuando diluyas un ácido, vierte el ácido sobre el
agua. Nunca viertas agua sobre el ácido.
28. Si cae algo de ácido o base en tu piel o ropa, enjuágalos con agua. Informa de inmediato a tu profesor o profesora de cualquier derrame.
Usar utensilios de cristal con seguridad
29. Nunca calientes cristal que no esté seco. Usa una
malla de alambre para proteger el cristal de cualquier llama.
30. Recuerda que el recipiente de cristal que está caliente no se ve caliente. Nunca toques un cristal
sin saber primero si está caliente.
31. Nunca uses un recipiente de cristal roto o astillado. Si se rompe el cristal, informa a tu profesor o
profesora y deséchalo en el recipiente de basura
apropiado.
32. Nunca comas o bebas en recipientes de cristal del
laboratorio. Limpia completamente el recipiente
antes de guardarlo.
Usar instrumentos afilados
33. Usa bisturís o cuchillas con mucho cuidado. Nunca cortes material hacia ti; córtalo hacia el lado
contrario.
34. Si te cortas en el laboratorio, informa a tu profesor
o profesora inmediatamente.
94
Apéndice - Seguridad en las ciencias
Trabajar con organismos vivos
35. No se debe hacer ningún experimento, ni en el
laboratorio ni en casa, que cause dolor, incomodidad o daño a los animales.
36. Tu profesor o profesora te dirá cómo manejar cada
especie traída a la sala de clases. Los animales
pueden tocarse solo si es necesario. Se debe
tener especial cuidado con un animal nervioso,
asustado, preñado, que come o que está con sus
crías.
37. Límpiate las manos muy bien después de manipular organismos o materiales, incluyendo los animales o las jaulas que los contienen.
Normas al terminar un experimento
38. Cuando hayas completado un experimento, limpia tu área de trabajo y guarda el material en su
sitio.
39. Lávate las manos antes y después de cada experimento.
40. Apaga todos los mecheros antes de abandonar
el laboratorio. Asegúrate de que la tubería de gas
del mechero también está cerrada.
Bibliografía
Textos para complementar información para los temas de: Termodinámica, Ácido-Base, Redox
• Petrucci, R. Química general. Madrid, Prentice Hall, 1999. 1067p.
• Garritz, A. Química. México D.F., Addison Wesley, 1998. 856p.
• Ebbing, D. Química general. 5a. ed. México D.F., McGraw-Hill, 1997. 1087p.
• Chang, R. Química. 6a. ed. México D.F., McGraw-Hill, 1998. 996p.
• Timberlake, K. Química. 2a. ed. México D.F., Prentice Hall, 2008.
• Brown, T. Química. 9a. ed. México D.F., Prentice Hall, 2004.
• Hill, J. Química para el nuevo milenio. 8a. ed. México D.F., Prentice Hall, 1999.
• Daub, W. Química. 8a. ed. México D.F., Prentice Hall, 2005.
• Kotz, J. Química y reactividad química. 5a. ed. México D.F., Thomson, 2003.
Textos base para el estudio de la Química orgánica y sus principios de reactividad
• McMurry, J. Química Orgánica. 6a. ed. México D.F., Thomson, 2004.
• Bruice, P. Organic Chemistry. Prentice Hall, 2006.
• Hart, H et cols. Química Orgánica. McGraw-Hill Interamericana. México. 1995, 1ª ed.
• Recio, F. Química Orgánica. McGraw-Hill Interamericana. México. 1995. 1ª ed. (r.1997).
• Quiñoa, E. y Riguera, R. Nomenclatura y representación de los compuestos orgánicos. McGraw-Hill. 1996. México.
• Pawlov, B., y Terentiev, A. Curso de Química Orgánica. Editorial Mir Moscú, 1970.
• Tsvetkov, L. Química orgánica. Editorial Mir. Moscú, 1987.
• Morrison, R. y Boyd, R. Química organic Ediciones ADDISON-Wesley, Buenos Aires, Argentina,
1990.
Bibliografía
95