Luis Navarreta QUIMICA DECIMO 4to bimestre

Subdirección de Educación
Departamento de Educación Contratada
Colegio CAFAM “Bellavista” CED
GUIA DE APRENDIZAJE
Fecha: Mayo de 2012
Guía No: 1
Pensamiento:
Científico – Tecnológico
Docente: LUIS ALBERTO NAVARRETE MURCIA
Asignatura: Química
Grado: Decimo
Saber- Saber: Comprender conceptos relacionados con funciones químicas, reacciones, balanceo de
ecuaciones y su aplicabilidad en contexto.
Saber Hacer: Desarrollar destrezas con el manejo y uso de instrumentos de laboratorio de acuerdo a los temas
Saber ser: Fortalecer el trabajo en equipo y fomentar lazos de afecto y responsabilidad en el grupo.
Encontrar las siguientes palabras en la sopa de letras:
ÁTOMO
BOHR
DALTON
ESTRUCTURA
THOMSON
SOLUCIONES
MOLALIDAD
EXCESO
GRAMOS
AVOGADRO
MASA MOLAR
MODELOS
MOLES
RUTHERFORD
MOLARIDAD
BALANCEO
LIMITE
LITRO
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C
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B
M
Prerrequisitos y preconceptos:
Símbolo es la representación gráfica de un elemento. El símbolo de un elemento representa no solamente su nombre, sino
también un átomo o un número prefijado (“mol”) de átomos de ese elemento.
Fórmula es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su composición química.
Ecuación Química es la representación gráfica de un cambio químico. Una reacción química siempre supone la
transformación de una o más sustancias en otra u otras; es decir, hay un reagrupamiento de átomos o iones, y se forman
otras sustancias.
Peso Atómico: Se puede definir como la masa en gramos de un mol de átomos. En términos más específicos, el peso
atómico es el peso total de las masas de los isótopos naturales del elemento.
.
Nueva Información:
NOMENCLATURA
La nomenclatura quimica de los compuestos está dada por la IUPAC (International Union of Pure Applied
Chemistry) que periódicamente actualiza y revisa las reglas.
ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos
químicos que están implicados.
Principio científico
En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivosse modifican para dar lugar a
los productos.
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de
electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos
la ley de conservación de la materia (masa), que implica las dos leyes siguientes:
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente
de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
Ajustar o balancear una reacción
¿Qué significa ajustar o balancear una reacción?
Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que
pasa realmente antes de comenzar y al finalizar la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del número
de átomos y de la carga total.
Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que
indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas o de átomos, o de iones
o de moles; es decir, la cantidad de materia que se consume o se transforma).
Por ejemplo:
En la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular (O2) del aire para formar dióxido de
carbono (CO2) y agua (H2O).
La reacción sin ajustar (sólo representando los elementos que interactúan) será:
Esta reacción no es correcta, porque no cumple la ley de conservación de la materia. Para el elemento hidrógeno (H), por
ejemplo, hay 4 átomos en los reactivos (CH4) y sólo 2 en los productos (H2O). Se ajusta la reacción introduciendo delante de
las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.
De esta manera, si se pone un 2 delante del H2O:
se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H), pero no para el oxígeno (O), situación que puede
corregirse poniendo otro 2 delante de O2 en los reactivos:
Se obtiene así, finalmente, la reacción ajustada.
Ésta dice que 1 molécula de metano (CH4) reacciona con 2 moléculas de oxígeno molecular (O2) para dar 1 molécula de
dióxido de carbono (CO2) y 2 moléculas de agua (H2O). Si verificamos el número de átomos veremos que en ambos lados de
la ecuación hay 1 átomo de carbono (C), 4 átomos de hidrógeno (H) y 4 átomos de oxígeno (O). La materia (la cantidad de
átomos) se ha conservado una vez terminada la reacción química.
Coeficiente estequiométrico
Ya que arriba lo mencionamos, agreguemos algo más sobre el coeficiente estequiométrico.
Es el coeficiente (un número) que le corresponde a cada especie química (elemento) en una ecuación química dada. En el
ejemplo anterior:
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos
son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. En
esencia lo que indica este coeficiente es el número de moléculas de cada sustancia.
Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH 4 y CO2 no llevan ningún
coeficiente delante.
Este método del tanteo para fijar el coeficiente estequiométrico sirve bien cuando la reacción es simple. Consiste en fijar
arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás haciendo balances a los átomos implicados en la especie inicial.
SOLUCIONES
Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente
se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los
constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida.
Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.
Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.
Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es
decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se
hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones.
Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.
Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y
están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.
Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua
Características de las soluciones (o disoluciones):
I) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.
II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.
III) Los componentes de una solución son soluto y solvente.
Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido,
líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas.
El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).
Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es
aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común
es el agua.
IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas,
iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos
mecánicos.
Mayor o menor concentración
Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas
cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución se utiliza una magnitud
denominada concentración.
Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.
Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en
100 gramos de agua.
Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal
de mesa en 100 gramos de agua.
Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de
soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.
Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes
permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.
Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La
sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una
botella de refresco gaseoso.
Modo de expresar las concentraciones
Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de
solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas.
Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en
unidades químicas. Estudiaremos las químicas enfatizando la molaridad y molalidad.
Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que
contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.
Ejercicio:
¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 g de Metanol (masa molar del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de
solución?
Datos conocidos: metanol 64 g
Masa molar del metanol: 32 g/mol
Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro)
Primero calculamos la cantidad de moles que hay en 64 g de metanol.
Si un mol de metanol equivale a 32 g, 64 g equivalen a 2 moles (64/32=2)
Aplicamos la fórmula:
Respuesta: 4 molar
Molalidad (m)
En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto
que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.
En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que
utilizamos.
La definición de molalidad es la siguiente:
Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)
Integración:
La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de
la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la
evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos
de estequiometría. Las soluciones ofrecen también a demás de un gran surtido de productos, servicios generales
como asistencia técnica en productos químicos, lavado de tanques de almacenamiento de agua, instalaciones,
asistencia en el tratamiento de aguas para piscinas, acueductos y plantas de tratamiento de agua para diferentes
usos, mantenimiento y entrenamiento para la persona encargada de la piscina.
APLICACIÓN
Refinamiento:
TRABAJO INDIVIDUAL
1) Completar el siguiente cuadro teniendo en cuenta las cantidades sugeridas para cada compuesto
(recuerde hacer la respectiva conversión a moles y litros):
Nombre
Formula Molecular
Gramos
Mililitros
H2SO4
16
500
Al2(SO4)3
6
200
Al(OH)3
85
350
HNO3
25
600
KCl
45
35
MnO2
50
26
MOLARIDAD
2) Luego de tener cada una de las reacciones balanceadas, determine el reactante límite y el reactante en
exceso si:
a) Al2O3 + HNO3
Al(NO3)3 + H2O
Se utilizan 20 g de ácido nítrico, 14 g de óxido, para producir 45 g de agua.
b) H2SO4 + Al(OH)3
Al2(SO4)3 + H2O
Se utilizan 10 g de hidróxido de aluminio, 36 g de ácido, para producir 45 g de agua.
c) Pb + AgNO3
Pb(NO3)2 + Ag
Se utilizan 8 moles de plomo, 12 moles de nitrato de plata, para producir 15 moles de nitrato de plomo.
d) NaOH + HCl
NaCl + H2O
Se utilizan 60 moles de ácido, 40 moles de base, para producir 25 moles de sal.
3) Consultar en los diferentes medios de información los siguientes conceptos y luego explique con sus
propias palabras lo entendido anotando ejemplos.
a. ¿Qué es una solución heterodispersa?
b. ¿Qué es una suspensión en química?
c. ¿Qué es un coloide en química?
d. ¿Qué es una emulsión en química?
e. ubique los siguientes ejemplos en el respectivo cuadro:
COMPUESTO
GASEOSA
LECHE
GELATINA
MILANTA
VINAGRE
BISOLVON
LORATADINA
ISODINE BUCOFARINGEO
TIPO DE COMPUESTO
SOLUCION HOMOGENEA
RECAPITULACIÓN
Verificación: Al terminar la unidad de clase el estudiante debe mostrar el trabajo terminado y realizar la
autoevaluación del mismo con el fin de determinar las dificultades y fortalezas que obtuvo durante el
desarrollo de la guía haciendo el siguiente cuadro:
FORTALEZAS
DIFICULTADES