Colegio de Bachilleres Del Estado de...

QUÍMICA II BLOQUE I plantel 10: “EXCELENCIA DE ORIGEN”

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Colegio de Bachilleres

Del Estado de Chihuahua

Plantel No. 10

MATERIAL GENERADO POR:

ACADEMIA DE QUIMICA

EDICION Y

ADAPTACIÓN: QBP. Elsa Ivonne Morales Ángel

IDEA ORIGINAL: QBP. Oscar René Valdez D.

Q.B.P. Miguel Ángel Flores


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1. Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ambiente en contextos

históricos y sociales específicos.

2. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida cotidiana,

asumiendo consideraciones éticas.

3. Identifica problemas, formula preguntas de carácter científico y plantea hipótesis necesarias para

responderlas.

4. Obtiene, registra y sistematiza información para responder a preguntas de carácter científico,

consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes.

5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y

comunica sus conclusiones.

6. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fenómenos naturales a partir de

evidencias científicas.

7. Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de problemas

cotidianos.

8. Explica el funcionamiento de máquinas de uso común, a partir de nociones científicas.

9. Diseña modelos o prototipos para resolver problemas, satisfacer necesidades o demostrar principios

científicos.

10. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos observables a

simple vista o mediante instrumentos o modelos científicos.

11. Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las acciones

humanas de riesgo e impacto ambiental.

12. Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo, sus procesos vitales y

el entorno al que pertenece.

13. Relaciona los niveles de organización química, biológica, física y ecológica de los sistemas vivos.

14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la realización de

actividades de su vida cotidiana.

Yo soy :

Estudio en :

Soy competente para:

Cuando apruebe este curso seré una persona que:


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REGLAS DEL JUEGO:

1. Máximo de faltas al semestre 7. Si se excede el número presentará examen extraordinario.

2. Tolerancia máxima de entrada de 5 minutos. Si la puerta esta cerrada EVITA TOCAR.

3. Una vez que inicia la clase evita pedir permiso para salir del salón.

4. Los justificantes serán aceptados máximo 3 días después de la falta.

5. Las evaluaciones y registro de tareas se realizan única y exclusivamente el día asignado para ello.

Evita complicaciones. Si se presenta una situación extraordinaria puedes utilizar los PUNTOS PREMIA ,

los cuales puedes obtener en actividades que el docente indicará periódicamente. 6. Las evaluaciones y entrega de trabajos se realizan única y exclusivamente el día asignado para ello.

Evita complicaciones. 7. Evita consumir alimentos y bebidas en hora de clase.

8. Evita usar celulares y cualquier tipo de aparatos electrónicos que distraigan la atención.

9. Conserva el lugar asignado a tu persona durante todo el curso es importante para el

registro correcto de trabajos y asistencia. Tu lugar debe estar limpio, también se evalúa. DECALOGO DE CONDUCTA PARA UN MEJOR DESEMPEÑO: ( Mediante lluvia de ideas de todo el grupo, elaboren un decálogo de conducta ) 1.___________________________________________ 6._________________________________________ 2. ___________________________________________ 7._________________________________________ 3.____________________________________________ 8._________________________________________ 4.____________________________________________ 9._________________________________________ 5.____________________________________________ 10.________________________________________

REQUISITOS:

Libro y folleto de trabajo

Calculadora

Tabla periódica nivel bachillerato

Bata blanca de manga larga

Materiales diversos que serán solicitados Nombre y Firma del Alumno

cuando sea requerido.

PROGRAMA horas

BLOQUE I

Aplicas la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno

BLOQUE II

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

PRIMER BIMESTRE

BLOQUE III

Comprendes la utilidad de los sistemas dispersos

BLOQUE IV

Valoras la importancia de los compuestos del carbono en tu entorno

BLOQUE V

Identificas la importancia de las macromoléculas naturales y sintéticas

COLEGIO DE BACHILLERES DEL ESTADO DE CHIHUAHUA PLANTEL No. 10

TURNO ______________ ENCUADRE QUIMICA II SEMESTRE 2012-A

DOCENTE:_________________________________________________

GRUPOS: ________________________________________

HORARIO

LUNES

MARTES

MIERCOLES

JUEVES

VIERNES

http://stall.dgae.unam.mx/bachilleres/imagenes/logotipo-2.jpg


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1 Química basado en competencias; Ehécatl Luis D. Paleo González, Miguel Ángel Jaime Vasconcelos, Maritza Quintanilla Bravo; Progreso Editorial

2 Química II; Ma. De Lourdes García Becerril; Editorial McGraw Hill

3 Química Orgánica; Editorial McGraw Hill

4 Química; Sesse W S Daubw G; Editorial Prentice Hall

5 Química; Garritz A. Chamizo J A; Editorial Adisson Weasley

6 Química; Devore y Muñoz; Editorial C L A S A

7 Química; Hein M; Editorial Iberoamericana

8 Química Enfoque Ecológico; Dickson T R; Editorial Limusa Noriega

9 Química conceptos y aplicaciones; Bailey P.S. Bailey C.A.; Editorial Pearson Educación

10 Química Orgánica Vivencial; De la Cruz A.; Editorial McGraw Hill

11 Química II; Ramírez Regalado Victor ; Editorial Publicaciones Cultural

12 Química Orgánica; Recio del Bosque Francisco; Editorial McGraw Hill

13 Química II Enfoque Constructivista; Luz Divina Torres Pestoni

HISTORIETA SOBRE CONTAMINACION: Lee la rúbrica de la siguiente

Pagina y empieza a prepararte para el bloque II deberás

presentar el trabajo final el día______________________________

QUIMICA 2 COMPETENCIAS+APRENDIZAJE+VIDA; Sosa,Ana; segunda edición; Pearson Editorial; México 2011


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En muchas profesiones es importante calcular las cantidades correctas. Así, de igual manera, en química también se determinan cantidades, pero de partículas tan especiales como átomos, moléculas o iones. Además, en química también se tienen que calcular la cantidad de sustancias que participan en las reacciones químicas. Esta tarea la realizan utilizando una herramienta muy útil de la química: La palabra estequiometria se deriva de los vocablos griegos stoicheion, que significa “elemento”, y metreon, que significa “medida”. De acuerdo a su definición, la estequiometria se aplica tanto para el cálculo de la composición de los elementos que forman un compuesto como para la determinación de las cantidades de las sustancias que participan en una reacción química, y ello obedece a ciertas reglas cuantitativas conocidas como Leyes ponderales. El estudio de las relaciones numéricas relativas a la composición de lo materia y de sus transformaciones constituye el campo de lo estequiometria.

SIGNIFICADO: APLICACIÓN:

Investiga el significado de mol y su aplicación y el numero de Avogadro y su valor, utiliza

paginas 5, 6 y 7 de tu libro.

1 mol g Átomos

o moléculas Lts = = =

SELLO


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Es el peso relativo de los átomos en una escala arbitraria, tomando como base el peso del átomo de carbono C12 cuyo peso es de 12.000 uma La masa atómica para cada elemento corresponde al promedio de sus masas de sus isótopos en la proporción que se encuentran en la naturaleza. Hoy sabemos que la mayoría de los elementos son en realidad mezclas de isótopos, con diferentes pesos atómicos, ejemplo el cloro tiene 2 isótopos uno con un peso atómico de 35 y el otro con un peso atómico de 37 así el peso atómico corresponde al peso promedio de 35.453 uma. Isótopo.- átomos del mismo elemento que tienen los mismos números atómicos pero diferente número de masa.

ATOMO GRAMO (at-gr).- Es la masa relativa de un elemento y se expresa en gramos, por lo tanto el número de gramos es igual a la masa de un átomo en cualquier elemento donde este tiene unidades de masa atómica (uma). Ejemplos: El peso atómico del hidrogeno es = 1.008 uma El peso átomo-gr. = 1.008 g El peso atómico del oxigeno = 15.998 uma El peso átomo-gr = 15.998 g Esto es: un átomo-gr- de hidrogeno pesa 1.008 g un átomo-gr- de oxigeno pesa 15.998 g Un átomo gramo (at-gr) en cualquier elemento esquivare a su peso atómico expresado en gramos y en esa cantidad de peso habrá 6.023 x 1023 átomos de ese elemento. :

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

1 at-gr = PA gr =6.023 X 1023 átomos 1 at-g = PA gr

Peso atómico (PA) del sodio = 23g por lo tanto: 1 at-gr 15 g = 0.652 at-gr 23 g O bien 1 at-gr = 23 gr X = 15 gr x= 0.652 at-gr

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

1 at-gr = PA gr =6.023 X 1023 átomos PA gr = 6.023 X 1023 átomos

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

6.023 X 1023 átomos 56 g = 1.46 X1024 átomos 23 g O bien 23 g = 6.023 X 1023 átomos 56 g = X

X = 1.46 X1024 átomos


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

2.-Si un cerillo contiene 0.345 at-gr de fósforo y 0.0412 at-gr de azufre; ¿cuántos gramos de cada

elemento habrá en el cerillo? 3. ¿Cuántos átomos de aluminio tendrá una ventana de este metal la cual pesa 38 kg? 4. ¿Cuántos átomos de Flúor habrá en 4.5 at-gr de este halógeno contenidos en un enjuague bucal?

Se define como la suma de los pesos atómicos de los átomos que e encuentran presentes en una molécula. Determinar el peso molecular del ácido sulfúrico (H2SO4) H = 1.OO8 X 2 = 2.O16 S = 32.064 X 1 = 32.O64 O = 15.998 X4 = 63.992 98. 72 g/ mol Por la tanto el peso molecular del ácido sulfúrico es 98.72 g/mol

a) metano CH4 f) clorato de potasio KClO3 PM = ___________ PM = ___________

b) Nitrato de sodio NaNO3 g) Oxido de plata Ag2O PM = ___________ PM = ___________

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

PM = ___________ PM = ___________

d) Dióxido de carbono CO2 I) Cloruro de estroncio SrCl2 PM = ___________ PM = ___________

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

PM = ___________ PM = ___________

Resuelve los siguientes ejercicios

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

Determina los Pesos Moleculares de cada una de las siguientes sustancias, realiza las operaciones al reverso de la hoja

SELLO

SELLO


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Para cualquier compuesto la suma de los pesos atómicos en unidades de masa atómica se le llama peso fórmula y cuando el compuesto es molecular a esta suma se le puede llamar también peso molecular MOL.- Se puede definir de varias maneras: Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6. 023 x 1023 unidades elementales Es el número igual al número de átomos en 12.01 g de carbono Masa molecular o atómica expresada en gramos Número de partículas igual al número de Avogadro (6.023 x 1023) Equivale a 22.4 Lts. conocido como el volumen molar estándar

Peso Nº de avogadro

1 mol de átomos de carbono Pesa 12.01 g Contiene 6.02 x 1023 átomos

1 mol de moléculas de O2 Pesan 31.996 g Contiene 6.02 x 1023 moléculas

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

1mol de partículas de NaCl Pesan 58.43 g Contiene 6.02 x 1023 partículas

1.-Si sabemos que el fosfato de calcio es parte esencial del tejido óseo; supongamos que Pedro se encontró un pequeño hueso y al pesarlo dio 132 g Determinar.

a) la fórmula del compuesto b) El peso de un mol de compuesto c) ¿Cuál será el peso de 1.464 mol de fosfato de calcio?

2.- ¿Cuál es el peso de 2.47 mol de hidróxido de calcio? 3.- El helio (He) es un gas utilizado en la industria y la investigación, es necesario mantenerlo a baja temperatura, se usa en tanques de buceo, para inflar globos, ¿cuántas moléculas de helio hay en un tanque de 6.46 g de helio? 4. El gas propano (C3H8) se utiliza en los hogares como combustible. ¿Cuántos litros habrá en un tanque que contiene 32.67 mol del gas?

RECUERDA QUE: 1 mol = PM g = 6.023 X 1023 moléculas = 22.4 Lts

Resuelve los siguientes ejercicios

EJEMPLO: 1.-Cuántos moles habrá en 153 g de cloruro de sodio? 1mol = PM g =6.023 X 1023 moléculas =22.4 Lts

Peso Molecular NaCl = 45 g por lo tanto: 1 mol 153 g = 3.4 mol 45 g O bien 1 mol = 45 g X = 153 g x= 3.4 mol

EJEMPLO: 2.-¿Cuántas moléculas habrá en 34.57 Lts de carbonato de litio?

1mol = PM g =6.023 X 1023 moléculas =22.4 Lts Por lo tanto: 6.023X1023 moléculas 34.57 Lts =9.29 X1023 moléculas 22.4 Lts O bien 6.023X1023 moléculas = 22.4 Lts X = 34.57 Lts X = 9.29 X1023 moléculas

SELLO


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1. ¿Cuantos moles hay en las siguientes muestras?

a) 22.5 g de zinc

c) 382 g de Co

b) 0.688 g de Mg

d) 4.5g de Cu

e) 25 g de NaOH f) 44 g de Br2

g)14.8 g de CH3OH h)0.684 g de MgCl2

3. Calcule el número de gramos en cada uno de los siguientes casos:

a) 0.550 mol de Au

d) 3.15 mol de NH4OH

b) 15.8 mol de agua

e) 0.00255 mol de Ti

c) 12.5 mol de Cl2

f) 47.9 mol de CaSO4

4. Calcule la masa expresada en gramos en cada uno de los siguientes casos

1 átomo de Pb 1 átomo de Ag 1 molécula de agua

5. Calcule la masa molar (g/mol) de:

Ácido Sulfurico H2SO4 Oxido de aluminio Al2O3

Cloroformo CHCl3 Glucosa (CH2O)6

Sulfato de sodio Na2SO4 Carbonato de calcio CaCO3

Resuelve los siguientes ejercicios generales

SELLO


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LEY DEFINICIÓN EJEMPLO IMPORTANCIA/APLICACIÓN

1. Ley de la conservación de la

masa

2. Ley de las proporciones constantes

3. Ley de las proporciones

múltiples

4. Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes

LEYES PONDERALES Son las leyes que rigen las relaciones establecidas entre los pesos de los elementos que forman un compuesto, así como entre los pesos de las sustancias que participan en una reacción química. Estas leyes son cuatro y se presentan en la siguiente tabla:

Completa la siguiente tabla investigando el significado de cada una de las leyes ponderales,

ejemplo y su importancia y aplicación, CONSULTA PAG 13 Y 14 DE TU LIBRO.

SELLO


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Con frecuencia es conveniente saber la composición del compuesto en términos de los pesos de sus elementos. Esta información se obtiene de las fórmulas del compuesto comparando el peso de cada elemento presente en un mol del mismo con el peso total de 1 mol del compuesto. Ejemplo: determinar la composición porcentual del fosfato de amonio (NH4)3PO4

1er. PASO.- CALCULAR EL PESO MOLECULAR.

N = 14.0 gr. X 3 = 42.0 g H = 1 gr. X 12 = 12.0 g P = 31.0 gr X 1 = 31.0 g O = 16.0 gr. X 4 = 64.0 g 1 mol de (NH4)3PO4 = 149.0 g/mol.

2 do. Paso.- DETERMINAR LOS PORCENTAJES DE CADA ELEMENTO PRESENTE: N= 149 g = 100 % 42 g = X . X = 28.2% de N H = 149 g = 100 %

12 g = X . X = 8.1 % de H P = 149 g = 100 %

31 g = X . X = 20.8 % de P O = 149 g = 100 % 64 g = X . X = 42.9 % de O

La suma de los porcentajes obtenidos es = 100 %

a) SO3 d) O3 g) HNO3

b) NO e) CO2 h) H2SO4

c) NO2 f) CH2O i) H2CO3

Determina la composición porcentual de cada uno de los elementos que integran las formulas de los siguientes

contaminantes atmosféricos y ácidos presentes en la lluvia acida

SELLO


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1.- La serotonina es un compuesto que conduce los impulsos nerviosos del cerebro. La Serotonina tiene 68. 2 % de carbono, 6.86 % de hidrogeno, 15.95 % de nitrógeno y 9.08% de oxigeno y presenta un peso molecular de 176.9 g/mol. Determinar la formula mínima y molecular.

Elemento Masa Peso atómico

At- gramo Relación Nº de átomos Peso molecular de

F. mínima

PM = Fórmula mínima ___________________ Fórmula molecular_________________

La formula mínima expresa la relación más simple que existe entre los átomos de los diferentes elementos de un compuesto. La fórmula molecular expresa la relación que existe entre los átomos de los elementos de una molécula real o verdadera Ejemplo 1.-Determinar la fórmula mínima y molecular de un compuesto que presenta la siguiente composición: de carbono 33.2 % de hidrogeno 7.5 % y de oxigeno un 56.3 % con un peso molecular real de 90 gr. mol.


At- gramo Relación Nº de átomos

Peso molecular

de F. mínima

Carbono 33.2 g 12.01 33.2/12.01 = 2.76 g

2.76 g/ 2.76 g = 1

1 12.01

Hidrogeno 7.5 g 1.00 7.5/ 1.00 = 7.5 g 7.5 g/ 2.76 g = 2.71

3 3.00

oxigeno 56.3 g 16.00 56.3/ 16.00 = 3.51 g

3.51 g/2.76 g = 1.27

1 16.00

PM = 31.01g/mol PM. real No. moléculas = PM F. mínima FÓRMULA MÍNIMA: CH3O 90 g./mol FÓRMULA MOLECULAR: 3 ( CH3O)

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

Determina la fórmula mínima y molecular para los compuestos que presentan la siguiente composición porcentual

SELLO


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2.- El índigo colorante usado para el color azul de los pantalones de mezclilla; se prepara usando una amida de sodio. La amida de sodio contiene 5.71% hidrogeno, 35.9 % de nitrógeno, 58.9% de sodio. Determinar su fórmula mínima



F. mínima

PM =

Fórmula mínima ___________________

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

carbono 77.9% ,de hidrogeno 11.9% y de oxigeno 10.4 % con un peso molecular de 160 g/mol



F. mínima

PM =

Fórmula mínima ___________________ Fórmula molecular__________________

4.- Se hizo un análisis de un compuesto y dio los siguientes resultados: carbono 40%, hidrogeno

6.7 % oxigeno 53.3% con un peso molecular 60 g/mol determina la fórmula mínima y molecular:

Elemento Masa Peso

atómico At- gramo Relación Nº de átomos Peso

molecular de F. mínima

PM =

Fórmula mínima ___________________ Fórmula molecular__________________

5.- Determina la fórmula mínima y molecular utilizando los datos que se dan: magnesio 17.09%, aluminio 37.93% y oxigeno 44.98% con un peso molecular de 260g/mol



F. mínima

PM =

Fórmula mínima ___________________ Fórmula molecular___________________


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Resuelve los ejercicios de la pagina 17 y en el siguiente espacio anota el procedimiento y encerrando el resultado.

IMPLICACIONES ECOLOGICAS, INDUSTRIALES Y ECONOMICAS DE LOS CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

Lectura a la explicación introductoria de las páginas 17 y 18 para comentar posteriormente en clase.

En equipos de tres planteen una estrategia para determinar experimentalmente la relación estequiométrica entre el bicarbonato de sodio y vinagre (Actividad “Entremos en Acción” de la pagina 18) y reporten en un formato similar al de una practica de laboratorio.

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SELLO


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Cuando no hay suficiente cantidad de un reactivo en una reacción química se dice que es el reactivo limitante y cuando este se ha consumido por completo la reacción se detiene. Reactivo limitante.- es el reactivo que se encuentra en menor proporción respecto a la estequiometria de una reacción química y al reactivo que sobre se le conoce como reactivo en exceso: ANALOGIAS: Cuantos emparedados iguales puedes hacer si tienes 6 rebanadas de pan, 3

rebanadas de salchicha y 2 rebanadas de queso?

+ + = Solo se forman 2 emparedados completos con pan, salchicha y queso El queso es el reactivo limitante por que se encuentra en menor cantidad

A una fiesta asisten 20 hombres y 32 mujeres ¿cuantas parejas (hombre-

mujer) se forman? Solo 20 parejas, ya que la cantidad de hombres limita la formaron de parejas Reactivo limitante = los hombres Reactivo en exceso = las mujeres

Una maquina expendedora de dulces requiere que deposites una moneda

grande de $ 5.00 y dos monedas chicas de $ 2.00 para obtener un

chocolate. ¿ si tienes 4 monedas grandes y 6 chicas. ¿Cuantos chocolates

puedes obtener de la máquina? ¿Cuales monedas limitan que obtengas

más chocolates? Represéntalo en la parte de atrás de esta hoja….


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Pasos que puedes seguir para la resolución de problemas: 1.- Observar que la ecuación este bien escrita (Balanceada) 2.- Leer cuidadosamente el problema subrayando los compuestos que estén

implicados en los datos del problema. 3.- En la parte superior del compuesto escribe las cantidades de cada reactivo. 4.- Determina el peso molecular de cada uno de los compuestos subrayados y

escríbelo debajo de cada línea correspondiente. 5.- Construir una ecuación matemática o razón matemática que te permita llegar a

la resolución del problema. EJEMPLO: Sabemos que en el fenómeno de la lluvia ácida, una se las sustancias que se forma es el ácido sulfuroso ( H2SO3) y la reacción que lo forma se representa en la siguiente ecuación química:

H2O + SO2 H2SO3

- 1.-¿Que cantidad ( en gramos) de ácido sulfuroso ( H2SO3) se formará al reaccionar 350 gramos de anhídrido sulfuroso ( SO2) con agua? 350 g X

H2O + SO2 ( H2SO3) PM= 64 g/mol PM= 82g/mol X= ( 82 g/mol H2SO3 ) ( 350 g SO2 ) = 448 g ( H2SO3) 64 g/mol SO2

REACTIVO LIMITANTE: Si 80 gramos de agua (H2O) reaccionan con 100 gramos de SO2 ¿cuántos gramos de H2SO3 se forman? Determina quien es el reactivo limitante y cual en exceso. 80 g 100g X H2O + SO2 H2SO3 PM= 18g/mol PM= 64 g/mol PM= 82g/mol X= 1mol H2O 80 g H2O = 4.44 mol H2O X= 1mol SO2 100 g SO2 = 1.56 mol SO2 18 g H2O 64 g SO2 El reactivo limitante es el SO2 porque hay menos cantidad de moles y el reactivo en exceso es el H2O porque hay más moles de él. X= 82 g/mol H2SO3 100 g SO2 = 128.12 g H2SO3

64 g/mol SO2 por lo tanto se producen 128.12 g de H2SO3


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1.-¿Cuántos gramos de CaO se producen al reaccionar 300 gramos CaCO3? CaCO3 CaO + O2

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

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

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

Resuelve los problemas que a continuación se presentan.

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

gasolina (C8H18) el nombre químico de ésta es Octano, en los vehículos de combustión interna.

Al quemar una muestra de 900 g de gasolina con 15 g de Oxigeno en un recipiente cerrado:

2C8 H18 + 25 O2 16 CO2 + 18 H2O

a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

___________________________________

b) Gramos de CO2 que se producen :

________________________________

c) Cantidad de gasolina que reacciona :

________________________________

d) Cantidad de gasolina que no reacciona:

________________________________

SELLO


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El rendimiento teorico de una reacción es la cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción. El rendimiento real es la cantidad de producto efectivamente formado en una reaccion Se explica el problema del libro y/o el siguiente: Con los datos obtenidos de rendimiento real (rendimiento de reacción) se puede calcular el porcentaje de rendimiento de una reacción mediante la siguiente formula: % DE RENDIMIENTO DE UNA REACCION= RENDIMIENTO REAL X 100 RENDIMIENTO TEORICO EJEMPLO: Se preparó sulfato de calcio (CaSO4) al hacer reaccionar 200 g de Fluoruro de Calcio (CaF2) con acido sulfúrico (H2SO4). Calcula el rendimiento porcentual si se obtuvieron 200 g de Sulfato de Calcio. CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2HF SOLUCION: a) Se convierten los 200 g de CaF2 a moles. 1 mol CaF2 ------------- 78.06 g X ------------- 200 g X = 2.56 moles de CaF2

b) El dato obtenido se relaciona con los moles de la ecuación con una regla de tres: 1 mol CaF2 ---------- 1 mol CaSO4 2.56 mol CaF2 ------- X X = 2.56 moles de CaSO4 c) Se transforman los mol a gramos: 1 mol CaSO4 --------- 136 g 2.56 mol CaSO4 ----- X X = 348.41 g DE CaSO4, ESTE ES EL RENDIMIENTO TEORICO. El rendimiento real son los 200 g que se obtuvieron en la reacción. d) Finalmente se aplica la formula para obtener el porcentaje de rendimiento: % de rendimiento = 200 g x 100 R = 57.4 % 348.41g

Contestan la pregunta de la página 22 del libro de texto.

Contestar los problemas de la página 24 y 25 del libro de texto en la parte de atrás de esta hoja

SELLO

SELLO


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1.- Calcule la Masa Molar de los siguientes compuestos: a) NaCl b) H2SO4 c) SO3 d) MgSO4 e) NaOH f) HCl 2.- Resuelva los siguientes problemas. a) Relación masa-masa. Calcule los gramos de Cloruro de plata AgCl que se obtienen a partir de 25 g de Nitrato de Plata AgNO3 en la siguiente reacción: AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 b) Relación mol-mol El amoniaco NH3 se produce al hacer reaccionar el Hidrógeno H2 y el Nitrógeno N2. Si se suministran a la reacción 100 g de H2, ¿Cuántos moles de NH3 se producen? 3H2 + N2 → 2NH3

Contesta las paginas 181 y 182 y la siguiente

actividad integradora. Prepárate para el examen.

SELLO


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c) Relación volumen-volumen Mediante la siguiente reacción ¿Cuántos litros de Oxígeno se combinarán con 30 litros de Hidrógeno en las mismas condiciones? Se presumen condiciones de temperatura y presión normales. 2H2 + O2 → 2H2O d) Fórmula molecular El análisis de una sustancia dio C= 26.7%, H= 2.2% y O=7.1%. Si su masa molar es de 90 g/mol, ¿Cuál es su formula molecular? e) Rendimiento Teórico El Nitrobenceno C6H5NO2 se prepara mediante la siguiente reacción: C6H6 + HNO3 → C6H5NO2 + H2O Si se utiliza una muestra de 98.6 g de Benceno C6

H6 para que reaccione con el ácido nítrico HNO3 y produzca 138.2 g (Rendimiento Real) de Nitrobenceno, ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?


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El alumno se basará en las relaciones estequiométricas y el concepto de mol, y será capaz de medir experimentalmente cierta cantidad de mol de Bicarbonato de Sodio para su posterior utilización en la Práctica No. 2 “Reactivo Limitante”.

PROPOSITO

MATERIALES

1 Balanza granataria 1 Espátula 1 Vidrio de reloj

REACTIVOS

Bicarbonato de Sodio (Royal 100 gr)

1. Determinar la fórmula química del Bicarbonato de Sodio.

2. En base a la suma de los Pesos Atómicos, determina el Peso Molecular del compuesto.

3. Realiza la relación estequiométrica del Mol utilizando la fórmula revisada en clase para determinar los gramos necesarios que representen 0.1071 Mol. (Regla de Tres)

4. Realizar la pesada de los 0.1071 Mol con ayuda del material necesario en la Balanza Granataria.

5. Obtener 4 pesadas idénticas a la anterior para su posterior uso en la Práctica No. 2.

PROCEDIMIENTO

DIAGRAMA

PRÁCTICA No. 1 ESTEQUIOMETRÍA

SELLO


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RESULTADOS

A. Fórmula del Bicarbonato de Sodio

B. Peso Molecular del Compuesto

C. Relación Estequiométrica. Gramos que representan 0.1071 Mol de Bicarbonato de Sodio.

D. Define el concepto de Mol

CONCLUSIÓN


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Explorar la reacción entre el Bicarbonato de Sodio y el Ácido Acético, determinando la cantidad de Dióxido de Carbono que desprende la reacción como producto primario.

PROPOSITO

MATERIALES

4 Matraces Erlen-Meyer de 250 ml 1 Embudo de cuello corto 1 Pipeta serológica de 10 ml 4 Globos del No. 9 ó 12 1 Pro pipeta 1 Regla de Plástico de 30 cm

REACTIVOS

1 Botella de Vinagre blanco de 250 ml 40 gr. de Bicarbonato de Sodio

1. Numere con un marcador los 4 Matraces Erlen-Meyer. 2. Corte una hoja de papel en 4 porciones iguales. 3. Pese 0.1071 moles de Bicarbonato de Sodio. Repita esta operación 3 veces. 4. Coloque el NaHCO3 dentro de cada uno de los globos. 5. Coloque 15 ml de Vinagre en el Matraz No. 1 con ayuda de la pipeta y pro pipeta. 6. Coloque el Globo en la boca del Matraz sin que el Bicarbonato caiga dentro del Matraz. 7. Levante el globo para iniciar la reacción química. 8. Determine con el uso de la regla el diámetro del globo inflado. 9. Repita el experimento utilizando: 20, 30 y 50 ml de Vinagre.

PROCEDIMIENTO

PRÁCTICA No. 2 REACTIVO LIMITANTE

FUNDAMENTO

Cuando se mezcla una sal común como el Bicarbonato de Sodio (NaHCO3) con el Ácido Acético comercial (Vinagre CH3-COOH), reaccionan para producir una reacción exotérmica de Acetato de Sodio (CH3-COONa), Dióxido de Carbono (CO2) y Agua (H2O).

SELLO


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RESULTADOS

A. Reporte en forma de tabla comparativa la cantidad de reactivos utilizados y el diámetro alcanzado por cada uno de los globos,

No. De Matraz Cantidad de NaHCO3 Cantidad de CH3-COOH Medida del globo CO2

B. ¿Existe una relación entre las cantidades de vinagre y bicarbonato empleadas y el grado en

que el globo se infla? Si la hay ¿Cómo puedes explicarla?

C. ¿En qué punto, un aumento en la cantidad de vinagre no hace que el globo se infle más?

D. Con base en lo analizado en esta unidad, ¿Cómo puede ser que el aumentar la cantidad del reactivo no provoque que el globo se infle más?

DIAGRAMA

CONCLUSIÓN

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