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UEMSTIS

Qu

ímic

a II

Bajo el enfoque por competenciasacorde con el Nuevo Modelo Educativo

Cimentamos educación para el futuro

Clara Luz Martínez Cázares / Rubén Onofre Aguirre Alonso

Química IICuaderno de

ejercicios adicionalal libro de texto

e-mail: [email protected] Página web: www.gafra.com.mx

Bajo el enfoque por competencias acorde con el Nuevo Modelo Educativo

ISBN: 978-607-8581-18-4

Copyright 2019

Este material intelectual es propiedad de Grupo Asesor de Formación y Recursos Académicos S.A. de C.V., queda prohibido: la reproducción, la presentación y el almacenamiento total o parcial por cualquier medio físico y/o electrónico sin la autorización previa por escrito del editor, incluido el fotocopiado.

Directora editorial

Alma Delia Castrejón Alcocer

Gerente editorial y editora

Mirla Ivette Villanueva Guzmán

Revisora de contenidos

María Fernanda Figueroa Díaz

Correctora de estilo

Lilia Andrea López Monroy

Diseño de portada / Diseño editorial

Gibran Guillermo Martínez Cruz

Diagramación

Mayra González López

Gibran Guillermo Martínez Cruz

Cuarta edición 2019

Impreso en México

Química II

Martínez CázaresClara Luz

Aguirre AlonsoRubén Onofre

resentación

N uestros libros de texto evolucionan para cubrir de mejor mane-ra las necesidades de la reforma educativa y así proporcionarte materiales pertinentes para que tu aprendizaje sea significati-

vo; por ello, en la creación de tu libro, nuestro equipo de trabajo ha diseñado una estructura didáctica que te permita de manera clara y ordenada, comprender y hacer tuyos los conocimientos de una manera simple.

Este cuaderno de ejercicios que acompaña a tu libro tiene como principal objetivo proporcionarte actividades de aprendizaje tales como: ejercicios, problemas, lecturas y juegos que se suman a los su-geridos por el programa de estudio de esta materia, diseñados para fortalecer tu aprendizaje, preparación y desempeño académico, ya sea de manera individual o guiada por tu docente.

Esta serie de ejercicios, además de expandir la oportunidad de practicar, añade a tus conocimientos la aplicación de los mismos en situaciones vivenciales, ya que nuestro principal objetivo al proporcio-narlos es brindarte oportunidades adicionales para que puedas com-probar si dominas las competencias requeridas en tu nivel de estudio o si necesitas desarrollarlas, ya sea en algún conocimiento específico, en alguna habilidad, o incluso, en el logro de una mejor actitud hacia el trabajo. Finalmente, deseamos para ti un aprendizaje sólido, con un cimiento bien estructurado, claro y aplicable a través de escenarios de planeación, resolución de problemas y ejercicios diversos.

Nuestra intención es acercarte la mayor cantidad de herramientas didácticas, con las cuales, una vez que construyas tu propio aprendizaje, sepas cómo usarlas en tu vida futura, dentro del ambiente universitario, laboral, en tu casa o en cualquier ámbito, de tal forma que puedas sen-tirte orgulloso al lograr salir adelante con éxito.

IV

ontenido

Unidad I: Reacciones químicas 2

Ejercicio 1 2

Ejercicio 2 2

Ejercicio 3 3

Ejercicio 4 3

Contaminación por jales de la minería en México 5

Ejercicio 5 6

Ejercicio 6 7

Clasificación de las reacciones químicas por su formación 8

Ejercicio 7 12

Ejercicio 8 12

Balanceo por el método redox (óxido-reducción) 16

Ejercicio 9 21

Balanceo por el método algebraico 22

Ejercicio 10 25

Ejercicio 11 26

Unidad II: Ácidos, bases y sales 27

Ejercicio 1 27

Ejercicio 2 28

V

ontenido

Ejercicio 3 29

Ejercicio 4 30

Ejercicio 5 32

Ejercicio 6 34

Unidad III: La energía en las reacciones químicas 34

La huella de carbono 34

Ejercicio 1 35

Ejercicio 2 35

Las fogatas de los neandertales: el dióxido de manganeso 36

Ejercicio 3 36

Ejercicio 4 36

Ejercicio 5 38

Ejercicio 6 39

Fórmulas químicas orgánicas 39

Ejercicio 7 42

Ejercicio 8 44

Química II

EJERCICIOS ADICIONALES2

Unidad I: Reacciones químicas

Ejercicio 1I. Balancea las siguientes ecuaciones empleando el método de tanteo:

KClO3 KCl + O21

Mg(OH)2 + H2SO4 MgSO4 + H2O2

Al(NO3)3 + H2SO4 HNO3 + Al2(SO4)33

II. Comparen sus resultados en equipos de cuatro estudiantes.

Ejercicio 2La reacción para la obtención del óxido de aluminio (Al2O3) es:

Al(OH)3 Al2O3 + H2O

I. Realiza lo que se indica a continuación:

1. Calcula la masa molecular con la masa atómica de cada uno de los átomos.

2. ¿La reacción cumple con la Ley de la conservación de la materia? ¿Por qué?

3. Si no cumple con la Ley de la conservación de la materia, balancea la ecuación química.

4. Una vez balanceada la ecuación, corrobora si se cumple la Ley de la conservación de la materia.

II. Para preparar una solución de hidróxido de sodio (NaOH) al 0.1 N se agregaron 4 g de NaOH en 1 l de agua, responde lo siguiente realizando los cálculos necesarios en tu cuaderno.

¿Cuántos moles de NaOH hay en los 4 g que se utilizaron?1

¿Cuántas moléculas hay en esos 4 g de NaOH?2

El fotocopiado de un libro es un delito, no seas partícipe de él.

3Martínez Cázares / Aguirre Alonso

UEMSTIS

Ejercicio 3

Relaciones estequiométricas

I. En presencia de oxígeno y agua, el dióxido de nitrógeno (NO2) forma ácido nítrico (HNO3), com-ponente de la lluvia ácida, con esta reacción realizaremos distintos cálculos estequiométricos:

4NO2(g) + 2H2O(l) + O2(g) 4HNO3(aq)

1¿Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO3) se obtienen a partir de 500 g de dióxido de nitrógeno (NO2)?

2¿Cuántos litros de dióxido de nitrógeno (NO2) se necesitan para reaccionar con 700 l de oxígeno (O2)?

3¿Cuántos moles de ácido nítrico (HNO3) se obtienen a partir de 25 moles de agua (H2O)?

Ejercicio 4

Práctica de laboratorio

Objetivo: reconocer las diferentes concentraciones de las soluciones.

I. En equipos de cuatro estudiantes realicen la siguiente actividad experimental de soluciones co-loridas.

Material

▶ 3 vasos de precipitado de 250 ml

▶ 3 vidrios de reloj

▶ 1 tubo de ensayo

▶ 1 probeta de 100 ml

▶ 1 pipeta de 10 ml

▶ 1 balanza granataria

▶ 1 agitador de vidrio

▶ 1 gradilla

▶ 100 g de azúcar

▶ 3 colorantes vegetales de diferente color

▶ 3 etiquetas autoadheribles

Procedimiento

1. Coloquen 150 ml de agua en cada vaso de precipitado, utilicen la probeta para medir dicho volumen.

2. Con ayuda de los vidrios de reloj, pesen 10, 30 y 45 g de azúcar respectivamente.

Química II


3. Etiqueten los vasos de precipitado como “Solución 1”, “Solución 2” y “Solución 3”.

4. En el vaso etiquetado como “Solución 1” agreguen 10 g de azúcar, en el vaso “Solución 2” viertan 30 g y en el vaso “Solución 3”, 45 g.

5. Agiten vigorosamente los vasos hasta que el azúcar se disuelva completamente.

6. Agreguen tres gotas de colorante vegetal de diferente color en cada solución, consideren que cada una deberá tener diferente tonalidad.

7. Con ayuda de la pipeta, tomen 2 ml de la “Solución 3” y agréguenlos en el tubo de ensayo.

8. Tomen 2 ml de la “Solución 2” y agréguenlos lentamente por las paredes del tubo de ensayo, evitando que las soluciones se mezclen.

9. Por último, tomen 2 ml de la “Solución 1” y agréguenlos lentamente por la pared del tubo de ensayo.

II. Con base en el experimento, de manera individual realiza lo siguiente:

1. ¿Puedes distinguir a simple vista qué solución se encuentra más concentrada y aquella con menor concentración antes de agregar el colorante? Explica tu respuesta.

2. Dibuja cómo se observa el tubo de ensayo con las tres soluciones y explica la razón del compor-tamiento de dichas soluciones.

3. Realiza el cálculo del porcentual en masa-volumen de las soluciones.

Solución Datos Fórmula Sustitución

1

2

3

Pocos ven lo que somos, pero todos ven lo que aparentamos.

Nicolás Maquiavelo


UEMSTIS

4. Realiza el cálculo en partes por millón (ppm) de las soluciones.


1

2

3

5. Calcula la molaridad (M) de las soluciones, considerando que la fórmula de la sacarosa (azúcar común) es la siguiente: C12H22O11.


1

2

3

6. Presenten sus resultados a su docente para su valoración.

Contaminación por jales de la minería en MéxicoLas minas ocasionan un problema ambiental muy grande, debido a que envían a ríos y arroyos un drenaje ácido; esto se debe a que los minerales que contienen sulfatos al reaccionar con el agua o aire, producen ácido sulfúrico acabando con la vida acuática y volviendo el agua inservible, además conforme el agua va disminuyendo su pH, surgen las bacterias llamadas Thiobacillus fe-rrooxidans, mismas que tienen la capacidad de obtener energía de la oxidación de compuestos reducidos de azufre. La bacteria T. ferrooxidans es acidófila y vive en ambientes con un rango óp-timo de pH de 1.5 a 2.5, también es termófila, prefiriendo temperaturas de 45 a 50° C.

T. ferrooxidans es la bacteria más activa en los desechos de las minas, debido a la contaminación ácida y metálica. La bacteria también se utiliza en procesos industriales de procesamiento y biolixivia-ción de minerales. Estas bacterias tienen la capacidad de atacar los minerales que contienen sulfuro y convertir los sulfuros insolubles de metales, como el cobre y el zinc, en sulfatos metálicos solubles. Los metales recuperados a través de este proceso de biolixiviación incluyen cobre, uranio y oro.

Los jales mineros son presas en donde se almacenan los desechos que quedan después de la extracción de minerales como oro, plata o zinc, mismos que están expuestos al medio ambiente, generando una fuen-te potencial de contaminantes.

Química II


Las cuevas sulfhídricas y las áreas de drenaje ácido extremo de la mina contienen sitios de depó-sitos de pirita. En estas áreas, las biopelículas microbianas extremadamente ácidas (pH 0-1) cuelgan de las paredes con una consistencia similar al moco. Estas colonias se conocen como snottites y contienen bacterias extremófilas.

Las reacciones que se llevan a cabo a partir de la pirita (FeS2) y que generan un drenaje ácido son las siguientes:

FeS2 + 7/2 O2 + H2O Fe2+ + 2SO42− + 2 H+

En esta primera reacción se realiza la oxidación de la pirita (FeS2), formando ion ferroso (Fe2+), sulfato (SO4

2 ) e hidrógeno (H+), los cuales son responsables del aumento de los sólidos disueltos y de la disminución del pH. Si el ambiente es lo bastante oxidante, el ion ferroso (Fe2+) se oxidará a ion férrico (Fe3+):

Fe2+ + ¼ O2 + H+ Fe3+ + ½ H2O

En los valores de pH por debajo de 3.5, el ion férrico (Fe3+) por medio de una reacción catalizada por la bacteria T. ferrooxidans, se hidroliza dando hidróxido de hierro (III), Fe(OH)3:

Fe3+ + 3 H2O Fe(OH)3

El Fe(OH)3 precipita provocando el descenso del pH y, al ser sólidos de color amarillo, naranja o rojo, dan esa tonalidad característica de los jales mineros.

El ion férrico (Fe3+) que queda sin reaccionar sigue reaccionando con la pirita (FeS2) oxidándola y forma nuevos iones ferrosos (Fe2+), sulfato (SO2–) e hidrógeno (H+).

FeS2 + 14 Fe3+ + 8 H2O 15 Fe2+ + 2SO42− + 16 H+

Continuando así con la formación de aguas ácidas de las minas, las cuales contaminan el am-biente.

Ejercicio 5I. Indaga en las TIC y marca dentro del mapa de la República Mexicana los sitios mineros más im-

portantes en nuestro país.

4

¿Qué sería de la vida si no tuviéramos el valor de intentar algo nuevo?

Vincent van Gogh


UEMSTIS

II. Investiga en fuentes confiables qué tipo de contaminantes están en contacto con el medio am-biente debido a la minería.

III. ¿Qué propondrías para solucionar la problemática que existe actualmente en el país por la con-taminación debido a los jales mineros?

IV. Comparte tus resultados de forma grupal.

Ejercicio 6I. Lee el siguiente artículo.

Joanne Chory, una de las ganadoras del Breakthrough Prize (conside-rado el “Óscar de la ciencia”), desarrolla plantas que podrían extraer una gran cantidad de CO2 de la atmósfera.

Las plantas parecen ser organismos muy simples; sin em-bargo, presentan una increíble diversidad y adaptabilidad: pueden crecer mucho o poco según factores tan simples como la luz. La doctora Joanne Chory, del Howard Hughes Medici-ne Institute, dedicó su carrera a entender cómo estos facto-res afectan el crecimiento de las plantas y cómo manipularlos para generar grandes cambios en ellas.

Su laboratorio trabajó, por décadas, estudiando cómo las plantas pueden aprender y adaptarse a diferentes tipos de información; también caracterizó algunos genes que afectan el crecimiento de las plantas. En la actualidad, dicho laboratorio está abocado al desarrollo de nuevas plantas que podrían extraer grandes cantidades de CO2 de la atmósfera, reduciendo los efectos del cambio cli-mático. El proyecto de la doctora Chory se centra en un compuesto denomina-do suberina (conocido por todo el mundo como corcho).

La suberina tiene muchas propiedades que podrían servir para almacenar el carbono de la atmósfera, sobre todo, porque puede durar algunos miles de años. En el laboratorio de la doctora Chory consiguieron que las plantas produjeran una buena cantidad de suberina en las raíces. “Logra-mos que las plantas fabriquen más suberina y trabajamos con plantas que tienen raíces grandes y profundas”, explicó la doctora Chory. “Si conseguimos acumular toneladas de suberina en las raíces de las plantas, estaremos secuestrando una gran cantidad de CO2 en el suelo. Y si la suberina per-manece así por miles de años, esto significa que habrá menos carbono en la atmósfera”, agregó.

Según sus cálculos, se necesitaría contar con 5% de la superficie cultivada con variedades ricas en suberina para fijar 15% del CO2 emitido; 5% es mucho, pero si sus cálculos son correctos, ¡bien valdría la pena intentarlo!

onside-raer

elestá randescambio cli

l b d l

Cultivos Genéticamente Modificados para enfrentar el cambio climático1

1 Recuperado el 10 de enero de 2019 de: [http://www.argenbio.org/index.php?action=notas&note=7222]. Texto adaptado con fines didácticos.

Química II


II. Con la finalidad de ampliar la información del artículo, investiga en fuentes de consulta confia-bles para responder las siguientes preguntas:

¿Qué es la suberina? 1

¿Cuáles son los principales monómeros de los que está constituida la suberina? 2

¿Cuáles son las tres implicaciones más importantes de la suberina? 3

¿Cuáles son tres actividades de tu día a día que producen emisiones de CO2 en el ambiente? 4

III. Comparen sus respuestas en plenaria.

Clasificación de las reacciones químicas por su formaciónExisten cuatro tipos de reacciones químicas, las cuales se clasifican de acuerdo con su formación. Ana-liza el siguiente esquema que organiza dichas reacciones:

Reacción de síntesiso de combinación

Reacción dedescomposición

o análisis

Reacción de simple sustitución o

simple desplazamiento

Reacción de doble sustitución o

doble desplazamiento

Reacción de descomposición térmica o termólisis

Reacción de descomposición electrolítica o electrólisis

Reacción de descomposición catalítica o catálisis

Clasificación delas reaccionesquímicas porsu formación

Clasificación delas reaccionesquímicas porsu formación

Todo el mundo piensa en cambiar el mundo, pero nadie piensa en cambiarse a sí mismo.

León Tolstói


UEMSTIS

Reacción de síntesis o de combinación

Son aquellas donde dos o más sustancias simples reaccionan para formar un solo producto, su repre-sentación general es la siguiente:

Ejemplo:

En la reacción de la formación del agua H O2� � se combinan dos elementos: hidrógeno (H) y oxígeno (O), para dar como resultado un solo compuesto: el agua.

Reacción de descomposición o análisis

Tiene lugar cuando una sustancia o compuesto se separa y produce dos o más sustancias que pueden ser elementos o compuestos más simples. Generalmente se desarrollan en presencia de calor u otro tipo de energía (eléctrica, luminosa, radiaciones, etcétera) para generar la reacción. Su representa-ción general se muestra a continuación:

En algunos casos, estas reacciones son consideradas como reacciones no deseadas, debido a que los compuestos inestables pueden descomponerse por acción de agentes externos, como el calor, la luz, la electricidad, la humedad o, incluso, la presencia de algunos compuestos químicos (ácidos, agentes oxidantes, etcétera). Como se observa en la representación general, la descomposición de la sustancia reactante produce los elementos que la constituyen.

Existen tres tipos de reacciones de descomposición o análisis; esta clasificación depende del agente externo que interactúe en ellas:

1

Descomposición térmica o termólisis

2

Descomposición electrolítica o electrólisis

3

Descomposición catalítica o catálisis

1. Reacción de descomposición térmica o termólisis. Este tipo de reacción se produce cuando una sustancia se expone a altas temperaturas, es decir, por arriba de la temperatura de descompo-sición química de la sustancia.

La descomposición del ácido carbónico H CO2 3� � es un ejemplo, el cual está presente en las bebidas carbonatadas (refrescos o cervezas, por citar algunas). Con el tiempo y el aumento de la temperatura, este ácido se descompone en dióxido de carbono CO2� � y agua H O2� � .

Química II


2. Reacción de descomposición electrolítica o electrólisis. En este tipo de reacciones, el flujo de una corriente eléctrica ocasiona que se lleven a cabo dichas reacciones. Un ejemplo es el agua H O2� � , reacción en la que, por medio de una celda electroquímica, se hace pasar corriente eléc-

trica que descompone el vital líquido en los gases hidrógeno (H) y oxígeno (O), por lo que este tipo de reacción se utiliza para producir hidrógeno, mismo que se puede usar en soldaduras, combustibles, enfriadores, etcétera.

Otras aplicaciones de la electrólisis consisten en la producción de aluminio (Al), litio (Li), sodio (Na), potasio (K), magnesio (Mg), hidróxido de sodio (NaOH), ácido clorhídrico (HCl), clorato de sodio NaClO3� � y clorato de potasio KClO3� �.

3. Reacción de descomposición catalítica o catálisis. Este tipo de reacción se inicia o acelera por la acción de un catalizador, como en la correspondiente a la descomposición del peróxi-do de hidrógeno H O2 2� � , la cual se efectúa de manera espontánea, aunque se caracteriza por ser una reacción muy lenta, por lo que si se le adiciona dióxido de magnesio MgO2� � como catalizador, esta reacción se acelera, incluso se puede observar fácilmente, pues ocurre eferves-cencia al adicionar el catalizador.

Reacción de simple sustitución o simple desplazamiento

Este tipo de reacciones se caracterizan porque una sustancia simple, ion o átomo reacciona con otra más compleja, de manera que la simple (que es la más reactiva) desplaza a uno de los componentes de la compleja (el menos reactivo) y éste queda en forma libre. Este tipo de reacciones se dividen en tres categorías:

Desplazamientode hidrógeno

1

Desplazamiento de metal

2

Desplazamiento de halógeno

3

Los metales alcalinos y los alcalinotérreos son los más reactivos, pues desplazan al hidrógeno del agua; en el caso de los no metales, no reaccionan con el agua y desplazan al hidrógeno de los áci-dos. Un metal de un compuesto puede ser desplazado también por otro metal. Los halógenos son los elementos no metálicos más reactivos y éstos desplazarán a otros halógenos, su fuerza como agente oxidante disminuye conforme bajamos en su grupo.

La representación general de las reacciones de simple sustitución es la siguiente:

A + BC AC + B→



UEMSTIS

Como ya se mencionó, el desplazamiento estará en función del grado reactivo del elemento. A continuación, se presenta una tabla de serie de actividad ordenada de forma decreciente, es decir, los elementos que están arriba desplazan a los que se encuentran debajo, mientras que los elementos que están debajo de otro no pueden desplazar a los de niveles superiores.

Au

men

ta la

fac

ilid

ad d

e o

xid

ació

n

Serie de actividad

Li F2

K Cl2

Ba Br2

CaNaMgAl

MnZnCrFeCdCoNiSnPbH2

CuAgHgPtAu

I2

Metales Halógenos

Este tipo de reacciones tienen amplia aplicación en los procesos metalúrgicos para obtener metales puros a partir de minerales; por ejemplo, el vanadio (V) se obtiene tratando el óxido de vana-dio V O2 5� � con el metal calcio (Ca) para extraer vanadio puro y óxido de calcio (CaO); el calcio es más reactivo que el vanadio por lo que desplaza a este último, formándose el óxido de calcio:

5Ca + V2O5 5CaO + 2V→

Este metal es de uso importante como aleación con hierro, acero o aluminio, pues confiere du-reza y resistencia a la oxidación, tales aleaciones se utilizan en la elaboración de material quirúrgico, herramientas, ejes de ruedas de vehículos, engranajes, etcétera.

Reacción de doble sustitución o doble desplazamiento

En este tipo de reacciones, también conocidas como metátesis, que en griego significa “transponer”, se desplazan dos elementos por dos elementos de los reactantes, originando nuevas sustancias; en otras palabras, se lleva a cabo el intercambio de los cationes y aniones respectivamente; generalmen-te en estas reacciones las sustancias se encuentran en estado acuoso; como ejemplos encontramos las reacciones de precipitación y neutralización ácido-base. Su representación general es la siguiente:

A+B− + C+D− A+D− + C+B−→

Química II


Un ejemplo de este tipo de reacciones es la obtención del hidróxido de sodio (NaOH) a nivel industrial, a partir de la reacción del hidróxido de calcio Ca OH� �� 2

y carbonato de sodio Na CO2 3� � al combinarse los cationes y los aniones de ambas sustancias, como se muestra a continuación:

→ 2Na+OH− + Ca+CO−3

Na2+CO− + Ca+(OH)−

3 2

Ejercicio 7I. Analiza las siguientes ecuaciones químicas y escribe el tipo de reacción (síntesis, descomposición,

simple sustitución o doble sustitución) que se esté llevando a cabo.

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) ∆H = –65 kJ/mol

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H = 178 kJ/mol

NaOH(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) ∆H = –57.32 kJ/mol

2Ag2O(s) → 4Ag(s) + O2(g) ∆H = 5.94 kJ/mol

Zn(s) + 2HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g) ∆H = –301 kJ/mol

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) ∆H = –1 204 kJ/mol

CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O(l) ∆H = –129.7 kJ/mol

AgNO3(ac) + HCl(ac) → AgCl(s) + HNO3(ac) ∆H = –68 kJ/mol

1

2

3

4

5

6

7

8

II. Compara tus resultados de forma grupal.

Ejercicio 8Práctica de laboratorioObjetivo: identificar los distintos tipos de reacciones y demostrar qué ocurre en ellas.

I. En equipos de cuatro estudiantes realicen la siguiente práctica. Recuerden seguir las medidas de seguridad necesarias.

Material

▶ 3 matraces Erlenmeyer de 250 ml

▶ 1 cucharilla de combustión

▶ 1 tapón de hule para matraz Erlenmeyer

▶ 1 pinza para crisol

▶ 1 caja de cerillos

▶ 12 cm de alambre de cobre (Cu)

Tus creencias son los mapas de carretera que te guían y te muestran qué es posible en tu vida.

Les Brown


UEMSTIS

▶ 1 moneda de cobre (Cu)

▶ 1 papa pelada

▶ 2 tubos de ensayo

▶ 1 tapón horadado para matraz Erlenmeyer2

▶ 1 mechero de Bunsen

▶ 1 gradilla

▶ 1 trozo de cinta de magnesio (Mg), aproxima-damente de 5 cm

▶ 1 cristalizador

Sustancias

▶ 5 g de azufre (S) en polvo

▶ 15 ml de solución de fenolftaleína

▶ 15 ml de solución de naranja de metilo

▶ 100 ml de agua destilada

▶ 50 ml de peróxido de hidrógeno o agua oxigenada (H2O2)

▶ 15 ml de solución de nitrato de plata (AgNO3) al 4%

▶ 15 ml de solución de nitrato de mercurio [Hg(NO3)2] al 4%

▶ 15 ml de solución de cloruro de sodio (NaCl) al 6%

Experimento 1: usando cinta de magnesio

1. Coloquen en el matraz Erlenmeyer 50 ml de agua destilada y tres gotas del indica-dor de fenolftaleína.

2. Con ayuda de la pinza, tomen la cinta de magnesio y quémenla usando el mechero.

3. Con mucho cuidado, introduzcan la cinta en el matraz que contiene el agua y el indica-dor de pH. Agiten vigorosamente hasta que observen el cambio de color en la solución.

Experimento 2: usando azufre

1. Agreguen 50 ml de agua destilada y unas gotas del indicador naranja de metilo en el matraz Erlenmeyer.

2. Coloquen en el orificio del tapón la cucharilla de combustión y sujétenla deteniendo el tapón por la parte superior.

3. Tomen una pequeña porción de azufre con la cucharilla y calién-tenla con ayuda del mechero de Bunsen hasta obtener un gas.

4. Introduzcan la cucharilla al matraz Erlenmeyer sin que éste to-que el agua destilada y bajen el tapón de tal manera que se cierre el matraz evitando que los gases escapen.

5. Agiten suavemente el matraz Erlenmeyer, procurando no mojar la cucharilla con el agua destilada, hasta que observen el cam-bio de color en el agua.

2 Si no cuentan con un tapón horadado, pueden utilizar un pedazo de tela doblada o papel y colocarlo de manera que impida la salida de los gases.

Química II


Experimento 3: usando peróxido de hidrógeno

1. Coloquen el peróxido de hidrógeno en el matraz Erlenmeyer.

2. Agreguen unos trozos de papa cruda pelada, de tal manera que queden sumergidos en el peróxido de hidrógeno.

3. Coloquen un tapón en el matraz y esperen aproximadamen-te cinco minutos, con el propósito de que se lleve a cabo la reacción.

4. Una vez transcurrido el tiempo, retiren cuidadosamente el tapón y con ayuda de la pinza para crisol introduzcan un cerillo encendido en el matraz. Observen y tomen nota de lo que sucede.

Experimento 4: usando nitrato de plata (AgNO3)

1. Viertan en un tubo de ensayo la solución de nitrato de plata (AgNO3), aproximadamente ¾ partes.

2. Enrollen el alambre de cobre en espiral e introdúzcanlo al tubo de ensayo que contiene la solución.

3. Coloquen el tubo en una gradilla y esperen el resultado de la reacción, de 5 a 10 minutos.

Nota: eviten el contacto directo con el nitrato de plata, ya que deja manchas en la piel y la ropa.

Experimento 5: usando nitrato de mercurio [Hg(NO3)2]

1. Coloquen en el cristalizador 5 ml de solución de nitrato de mercurio.

2. Introduzcan la moneda de cobre limpia y seca al cristalizador con la solución. Si no se cubre la moneda, agreguen más solución de nitrato de mercurio.

3. Esperen el resultado de la reacción de 5 a 10 minutos.

Nota: eviten el contacto directo con el nitrato de mercurio, ya que ocasiona irritación en la piel y si es inhalado provoca irritación en el tracto respiratorio, además de tos.

Experimento 6: usando nitrato de plata (AgNO3) y cloruro de sodio (NaCl)

1. En un tubo de ensayo viertan la solución que aún les queda, (¼) de nitrato de plata.

2. Agreguen la misma cantidad de la solución de cloruro de sodio.

3. Coloquen el tubo en una gradilla y esperen cinco minutos el resultado de la reacción.

II. Después de concluir los experimentos, realicen lo que se indica a continuación:

Las monedas de cincuenta centavos están constituidas por 92% de cobre, por lo que son idóneas para realizar la práctica.

El camino hacia el éxito siempre está en construcción.

Lily Tomlin


UEMSTIS

1. Completen la siguiente tabla escribiendo las reacciones químicas que se llevaron a cabo en cada uno de los experimentos e identifiquen el tipo de reacción de la que se trata.

Experimento Reacción química Tipo de reacción

1.

2.

3.

4.

5.

6.

2. De acuerdo con lo ocurrido en los experimentos 1 y 2, respondan lo siguiente:

¿Cuál es la función del naranja de metilo y la fenolftaleína en las reacciones?

b

c

a

¿Cuál fue el color del agua + fenolftaleína al final del experimento?y lo que se obtiene es un: .

¿Cuál fue el color del agua + naranja de metilo al final del experimento?y lo que se obtiene es un: .

3. Contesten las siguientes preguntas de acuerdo con lo que observaron durante el experimento 3.

¿Qué se liberó en la reacción?a

¿Qué enzima actuó como catalizador en la reacción?b

4. De acuerdo con lo ocurrido en los experimentos 4 y 5, respondan lo siguiente:

a¿Qué sucedió con el alambre de cobre al sumergirse en la solución de nitrato de plata (AgNO3)? Argumentensu respuesta.

Química II


b¿Qué ocurrió con la moneda de cobre después de estar en contacto con el nitrato de mercurio [Hg(NO3)2]?Expliquen.

5. ¿Qué compuesto se precipitó en el tubo de ensayo durante el experimento 6?

Balanceo por el método redox (óxido-reducción)

Una reacción donde se lleva a cabo la transferencia de electrones entre los átomos de un compuesto se conoce como reacción de óxido-reducción (redox), la cual presenta una pérdida y una ga-nancia de electrones que se manifiesta con el desprendimien-to o absorción de energía, ya sea calor, electricidad, energía luminosa, etcétera.

Para determinar si un elemento se oxida o reduce debe-mos observar la transferencia de electrones que ocurre, si el elemento está perdiendo electrones, entonces se está oxidan-do y su número de oxidación aumenta, por ejemplo:

Cu0 – 2e– Cu+2

Cuando se trata de un elemento que se está reducien-do, significa que está aceptando o ganando electrones, por lo que su número de oxidación se reduce, por ejemplo:

Cl0 + 1e– Cl–1

El siguiente esquema resume las características de la oxidación y la reducción.

Óxido-reducción

Oxidación

Pérdida de electrones

Incremento del número de oxidación

Reducción

Ganancia de electrones

Disminución del número de oxidación

Al conocer el elemento que se oxida o reduce podemos identificar cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. Como ya sabemos, el elemento que se oxida está perdiendo electrones y éstos se vuelven disponibles para que otro elemento los gane, es decir, induce a la reducción, por lo que a este elemento se le conoce como agente reductor. El elemento que se reduce está ganando electrones, induciendo así la oxidación de otro elemento, por lo que se considera agente oxidante.

ronesde

a-

El funcionamiento de las pilas alcalinas se basa en reacciones de óxido-reducción, donde en el ánodo (polo negativo) se oxida el zinc (Zn) que se encuentra pulve-rizado y en el cátodo (polo positivo) se lleva a cabo la reducción del óxido de manganeso (IV) (MnO2), el cual está en una barra de acero con hidróxido de potasio (KOH) y agua (H2O).

Si el mundo te parece frío, enciende fuego para calentarlo.

Lucy Larcom


UEMSTIS

Oxidación

Reducción

Cu0 − 2e− → Cu+2

−9 −8 −7 −6 −5 −4 −3 −2 −1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Cl0 + 1e− → Cl−1

En los ejemplos anteriores, el cobre (Cu) es el elemento que se oxida, siguiendo el sentido de la flecha positiva dio dos saltos de cero a +2, perdiendo así 2 electrones y es el agente reductor, mientras que el cloro (Cl) es el elemento que se reduce, siguiendo el sentido de la flecha negativa dio un salto de cero a –1, ganando así 1 electrón y es el agente oxidante.

Reglas para determinar el número de oxidación

Para determinar el número de oxidación de un ele-mento en los reactantes y los productos en las ecua-ciones químicas, aplicaremos las siguientes reglas:

1. El número de oxidación de todos los elemen-tos, que se encuentren en estado libre o sin combinar con algún otro, es cero “0”, por ejemplo:

Zn0 + H2SO4 ZnSO4 + H20

2. El hidrógeno trabaja con número de oxida-ción +1, excepto en los hidruros, donde lo hace con –1.

H SO H Cl CaH AlH21

41

21

31� � � �

3. El oxígeno trabaja con número de oxidación –2, excepto en los peróxidos que es –1.

CaO Cl O22 5

2

H O BaO2 21

21

4. Los elementos del grupo 1 de la tabla periódica siempre trabajan con número de oxidación +1.

5. Los elementos del grupo 2 de la tabla periódica siempre trabajan con número de oxidación +2.

6. El aluminio (Al) trabaja con número de oxidación +3 en todos sus compuestos.

7. El flúor (F) trabaja con número de oxidación –1 en todos sus compuestos.

8. Para determinar los elementos con número de oxidación variable, se debe considerar que la carga total o la suma algebraica de la fórmula química debe ser “0”, esto se obtiene multi-plicando el número de átomos de cada elemento por su número de oxidación para después sumar las cargas.

Ejemplo

H S O21

42� �x

H = +1 2 = +2, O = –2 4 = –8

H + S + O = 0

(+2) + (x) + (–8) = 0

(+2) + (+6) + (–8) = 0

H S O21

426� ��

Química II


Cuando en una fórmula química existe un paréntesis, el subíndice que se encuentra fuera del mismo corresponde al número de oxidación del catión.

Ejemplo

Al2(SO4)3

En esta fórmula el subíndice que se encuentra fuera del paréntesis es 3, por lo que el aluminio (Al) está trabajando con número de oxidación +3 y el subíndice del aluminio 2 corresponde al número de oxidación del anión sulfato, en este caso sería –2:

Al (SO )2 4 33 2� �

Sólo nos falta calcular los números de oxidación de los elementos que con-forman el anión sulfato, cuya suma algebraica de sus cargas, del azufre (S) y del oxígeno (O) deben dar el total de las cargas del anión:3

Al (SO )2 4 33 2� �

SO4 3

2� ��

Sabiendo que el oxígeno trabaja con número de oxidación –2:

( )SO4 3

2 2− −

O = –2 4 = –8

S + O = –2

(x) + (–8) = –2

(+6) + (–8) = –2

( )6 2S O+ − −

4 3

2

Finalmente tenemos: Al+3( )S O+ − −6 24 3

2.

Pasos para balancear por el método redox

1. Se determinan los números de oxidación de todos los elementos que estén en la ecuación quí-mica de acuerdo con las reglas que ya analizamos.

Ejemplo

Para balancear por el método redox la siguiente ecuación química debe haber un cambio en el nú-mero de oxidación de dos elementos, el que se reduce (agente oxidante) y el que se oxida (agente reductor):

C H N O N O C O H O 0 1 53

2 42

2 42

22

1 2� � � ��

2. A continuación se observan cuáles son los elementos que sufrieron cambios en su número de oxidación de reactivo a producto; en caso de que no exista tal cambio, se deduce que la ecua-ción no es de óxido-reducción (redox) y, por lo tanto, sólo se podrá balancear por el método de tanteo o algebraico. En el ejemplo, determinamos que se trata de una reacción redox, debido a que el carbono (C) cambia de número de oxidación de cero a +4 y el nitrógeno (N) se modifica de +5 a +4, por esta razón, podemos balancear por este método.

C CH O O O H ON N 0 1 5

32 4

22 4

22

21 2� � � ��

3 Te sugerimos que analices el video “Ciencias III: Reacciones redox” para que tengas una mejor comprensión de las reacciones de óxido-reducción, disponible en: [http://www.youtube.com/watch?v=ec-f4a6jgJY].

2



UEMSTIS

3. Para conocer el número de electrones oxidados y reducidos nos ayudaremos de una recta numérica, es decir, conoceremos cuántos electrones se ganan y cuántos se pierden, de esta manera sabremos cuál elemento se reduce y cuál se oxida, además realizaremos los es-quemas de igualación de electrones.

▼ Análisis para el carbono (C):

−9 −8 −7 −6 −5 −4 −3 −2 −1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9

El C se oxida siguiendo el sentido de la flecha positiva, dio cuatro saltos desde cero a +4, es decir, que está perdiendo 4 electrones. Para realizar las ecuaciones, escribiremos siempre cómo se en-contraba el elemento, qué le ocurre y cómo queda después de la reacción. El esquema de igualación de electrones para el C queda así:

C0 – 4e– C+4 oxida (agente reductor)

▼ Análisis para el nitrógeno (N):

−9 −8 −7 −6 −5 −4 −3 −2 −1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9

El N se reduce siguiendo el sentido de la flecha negativa, dio un salto desde +5 a +4, por tanto, está ganando 1 electrón; el esquema de igualación de electrones es:

N+5 + 1e– N+4 reduce (agente oxidante)

4. Se escribe cada ecuación obtenida de los esquemas de igualación de electrones para así elimi-nar los electrones ganados y perdidos:

C0 – 4e– C+4 N+5 + 1e– N+4

Localizamos los elementos en la ecuación química y verificamos si existen subíndices; en caso de que hubiera, se multiplican por la ecuación. Sigamos el ejemplo en el cual podemos observar que ambos elementos no se ven afectados por subíndices, por lo que en sus fórmulas tienen sólo un áto-mo y las ecuaciones no se afectan.

Continuando, cruzamos el número de electrones de manera que multipliquen a las ecuaciones, es decir, la ecuación del C se multiplica por 1, que son los electrones de la ecuación del N y viceversa, la ecuación del N se multiplica por 4:

1(C0 – 4e– C+4) 4(N+5 + 1e– N+4)

1C0 – 4e– 1C+4 4N+5 + 4e– 4N+4

Las ecuaciones se suman algebraicamente para eliminar los electrones y los coeficientes obteni-dos se acomodan en la ecuación original:

1C0 – 4e– 1C+4

+ 4N+5 + 4e– 4N+4 ______________________________________________

1C0 + 4N+5 1C+4 + 4N+4

1C + 4HNO3 4NO2 + 1CO2 + H2O

Química II


5. Verificamos que se cumpla la Ley de la conservación de la masa, al realizar el conteo de átomos de cada elemento tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos; si no se cum-ple, se termina el balanceo por el método de tanteo sin modificar los coeficientes obtenidos por el método redox.

Elementos Reactivos Productos

C 1 1

N 4 4

H 4 2

O 12 11

Como se puede ver, la ecuación química aún no está balanceada, por lo que seguimos con el método de tanteo, quedando así:

1C + 4HNO3 4NO2 + 1CO2 + 2H2O

La ecuación química quedó balanceada, recordemos que el coeficiente 1 no se coloca, por lo que tenemos:

C + 4HNO3 4NO2 + CO2 + 2H2OEjemplo

Balancearemos la siguiente reacción de obtención del ácido arsénico (H3AsO4) y dióxido de nitró-geno (NO2):

As2O3 + HNO3 + H2O H3AsO4 + NO2

1. Iniciamos con el cálculo de los números de oxidación de cada elemento en la ecuación química e identificamos los elementos en los cuales dichos números han cambiado de reactivo a pro-ducto:

As AsO H O H O H O ON N23

32 1 5

32

21 2

31 5

42 4

22� � � � � � � � � � � ��

2. Para saber el número de electrones oxidados y reducidos nos apoyaremos en la recta numérica, de esta manera conoceremos qué elemento se reduce y cuál se oxida, además realizaremos los esquemas de igualación de electrones:

−9 −8 −7 −6 −5 −4 −3 −2 −1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9

As

N

El As se oxida siguiendo el sentido de la flecha positiva, dio 2 saltos desde +3 a +5, por lo que está perdiendo 2 electrones; el N se reduce siguiendo el sentido de la flecha negativa, dio 1 salto desde +5 a +4, entonces está ganando 1 electrón. Ambos esquemas de igualación de electrones quedan así:

As+3 – 2e– As+5 oxida (agente reductor) N+5 + 1e– N+4 reduce (agente oxidante)

3. Se escribe cada ecuación obtenida de los esquemas de igualación de electrones para eliminar los electrones ganados y perdidos:

As+3 – 2e– As+5 N+5 + 1e– N+4

Procedemos a localizar los elementos en la ecuación química y verificamos si existen subíndices, encontrando que del lado de los productos el As cuenta con el subíndice 2, por lo que se multiplicará la ecuación del As por 2, la ecuación del N no se ve afectada por subíndices, por lo que queda de la misma forma:

2(As+3 – 2e– As+5) N+5 + 1e– N+4

As Ase23 54 2� �� N+5 + 1e– N+4

Lo que consigues con el logro de tus metas no es tan importante como en lo que te conviertes con el logro de tus metas.

Henry David Thoreau


UEMSTIS

Como el subíndice 2 se encuentra del lado de los reactivos, al efectuar la multiplicación éste se coloca como coeficiente del lado de los productos y como subíndice del lado de los reactivos.

Siguiendo el proceso, se cruza el número de electrones de manera que multipliquen a las ecua-ciones, es decir, la ecuación del As se multiplica por 1, que son los electrones de la ecuación del N, misma que se multiplica por 4 que son los electrones del As:

1 As Ase23 54 2� �� 4(N+5 + 1e– N+4)

1As Ase23 54 2� �� 4N+5 + 4e– 4N+4

Las ecuaciones se suman algebraicamente para eliminar los electrones y los coeficientes obteni-dos se acomodan en la ecuación original:

1As2 – 4e– 2As+5

As2O3 + 4HNO3 + H2O 2H3AsO4 + 4NO2

+ 4N+5 + 4e– 4N+4

+3

+3

1As2 + 4N+5 2As+5 + 4N+4

Como observamos, la ecuación quedó balanceada.

Ejercicio 9

I. Encierra la opción correcta de los números de oxidación de los elementos correspondientes a las siguientes fórmulas químicas.

KClO31 +1, +1, –2a +1, +5, –2b +1, +7, –2c

AlBr32 +3, –1a +3, –3b +1, –3c

Na3PO43 +1, +3, –2a +1, +5, –1b +1, +5, –2c

Al2(SO4)34 +3, +4, –2a +3, +2, –2b +3, +6, –2c

Ca(HCO3)25 +2, +1, +4, –2a +2, +1, +2, –2b +2, +1, –2, +2c

II. Balancea las siguientes ecuaciones por el método redox (reducción-oxidación):

Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag1

Química II


K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl → CrCl3 + KCl + FeCl3 + H2O2

Fe2O3 + CO → CO2 + Fe3

III. Compara tus resultados de forma grupal.

Balanceo por el método algebraicoPara balancear reacciones químicas empleando el método algebraico debemos realizar los pasos si-guientes:

1. Asignar a cada fórmula química una letra del abecedario:

HCl + MnO2 → MnCl2 + H2O + Cl2

a b c d e

2. Para armar la ecuación algebraica donde se encuentra la flecha en la ecuación química (“pro-duce”) se coloca un signo de igualdad “=”:

a b c d e=


3. Se enlistan en la tabla naranja los elementos que intervienen en la reacción en orden de apa-rición:

HCl

MnO

Elementos

4. Se elabora una ecuación algebraica para cada elemento, representando el número de átomos y sustituyendo el símbolo por la letra del abecedario:

a b c d e=


La buena educación es la mitad del camino en cualquier negocio.

Ignacio Manuel Altamirano


UEMSTIS

Para el hidrógeno (H), como el ácido clorhídrico (HCl) tiene solamente un átomo, se representa con la letra “a” que engloba dicha fórmula química; como en “b” no hay ningún H, se procede a co-locar el signo de igualdad “=” para después ubicar en la letra “d” de los productos, dos átomos de H en el agua (H2O), por lo que se coloca el coeficiente 2 y la letra “d”, quedando la ecuación algebraica para el H así:

Elementos

H ⇒ a = 2dCl

MnO

Continuamos con el cloro (Cl), el cual también encontramos en el ácido clorhídrico (HCl) y con un solo átomo, así que colocamos la letra “a” que corresponde a la fórmula química HCl. No habiendo más Cl del lado de los reactivos, colocamos el signo de igualdad “=” y analizamos los productos, en-contrando el Cl en la molécula del cloruro de manganeso (II) MnCl2 y con la letra correspondiente “c”, así que anotamos el coeficiente “2” por haber dos átomos de cloro seguido de la letra “c”, además encontramos otro en la molécula diatómica Cl2, por lo que colocamos el coeficiente “2” seguido de la letra “e” a la que corresponde la fórmula, quedando:

Elementos

H ⇒ a = 2d Cl ⇒ a = 2c + 2e

MnO

Hasta aquí tenemos dos ecuaciones algebraicas: las del H y Cl, ahora continuamos con el man-ganeso (Mn); iniciamos localizando a dicho elemento en la fórmula química del dióxido de manga-neso (MnO2) del lado de los reactivos, como ésta cuenta con un átomo de Mn, colocamos la letra “b” a la que corresponde dicha fórmula. Al continuar con el lado de los productos, encontramos un Mn en la fórmula química del cloruro de manganeso (II) MnCl2, colocamos la letra “c”, que corresponde a dicha fórmula, recordando que se deben separar los reactivos de los productos con el signo igual “=”.

Resultando como se establece en la tabla:

Elementos

H ⇒ a = 2d Cl ⇒ a = 2c + 2e

Mn ⇒ b = c O

El siguiente elemento es el oxígeno (O), como en el lado de los reactivos hay dos átomos en el dióxido de manganeso (MnO2) colocamos el coeficiente 2 y la letra que corresponde a la fórmula “b”, a continuación, colocamos el signo de igualdad “=” y ponemos el coeficiente del número de átomos de oxígeno de los productos. En los productos encontramos un átomo de oxígeno (O) en el H2O, en-tonces colocamos la letra que corresponde a esta fórmula, la cual es “d”, por lo que queda como se indica en la tabla:

Elementos

H ⇒ a = 2d Cl ⇒ a = 2c + 2e

Mn ⇒ b = c O ⇒ 2b = d

Química II


5. Una vez que obtuvimos todas las ecuacio-nes algebraicas, detectamos la letra que más veces se repite para facilitar la reso-lución del sistema de ecuaciones. En este caso, las letras “a”, “b”, “c” y “d” aparecen dos veces, por lo que seleccionaremos la le-tra “a”, a la que asignaremos un valor mí-nimo que puede ser 1 o 2 (se recomienda emplear un número par), ahora trabajare-mos con el número 2 y a partir de este paso resolveremos el sistema de ecuaciones:

Iniciamos teniendo que: a = 2.

De la ecuación del hidrógeno (H): a = 2d.

Sustituimos “a”: 2 = 2d.

Realizamos el despeje para obtener “d”, quedando: d22

1, por lo que d = 1.

Para obtener “b”, tomamos la ecuación del oxígeno (O): 2b = d.

Sustituimos “d”: 2b = 1.

Realizamos el despeje para obtener “b”, quedando: b =12

, por lo que b = ½.

A partir de la ecuación del manganeso, que nos dice que b = c, tenemos que c = ½.

Por último, necesitamos calcular “e”, así que tomamos la ecuación del Cl y sustituimos los valores obtenidos: a = 2c + 2e, quedando: 2 = 2(½) + 2e, 2 = 1 + 2e.

Realizamos el despeje para obtener “e”, quedando: 2e = 2 – 1, 2e = 1, por lo que e = ½.

6. Una vez obtenidas todas las incógnitas del sistema de ecuaciones, las sustituimos como coefi-cientes de cada fórmula química, resultando:

+ +212

12

1122 2 2 2 HCl MnO MnCl Cl+ →

Como tenemos números fraccionarios se puede multiplicar por el denominador para obtener números enteros, quedando de la siguiente manera:

+ +2 2

12

12

122 2 2 2HCl MnO MnCl H O l+ →⎛

⎝⎜

⎞⎠⎟

+ +4 22 2 2 2HCl MnO MnCl Cl+ →

7. Finalmente se verifica que se cumpla la Ley de la conservación de la masa, observando que se tenga la misma cantidad de átomos de cada elemento, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos:


H 4 4

Cl 4 4

Mn 1 1

O 2 2

El carácter es la más importante de todas las virtudes, porque sin coraje, no se puede practicar cualquier otra virtud consistentemente.

Maya Angelou


UEMSTIS

Cabe mencionar que para resolver el sistema de ecuaciones se recurre a operaciones algebrai-cas que dependerán de la habilidad de cada persona; se pueden seguir distintos métodos siempre y cuando sean algebraicamente correctos, por lo que ahora analizaremos tomando la letra “b” para resolver el mismo ejemplo.

Iniciamos teniendo que: b = 2.

De la ecuación del manganeso (Mn), b = c tenemos que c = 2.

Para obtener “d”, tomamos la ecuación del oxígeno (O): 2b = d.

Sustituimos “b” 2(2) = d, siendo d = 4.

Para calcular “a”, tomamos la ecuación del H, a = 2d y sustituimos los valores obtenidos: a = 2(4), quedando a = 8.

Por último, necesitamos calcular “e”, por lo que tomamos la ecuación del Cl y sustituimos los valores obtenidos: a = 2c + 2e, quedando: 8 = 2(2) + 2e, 8 = 4 + 2e.

Realizamos el despeje para obtener “e”, quedando: 2e = 8 – 4, 2e = 4, e = 4/2, teniendo que e = 2.

Una vez obtenidas todas las incógnitas del sistema de ecuaciones, las sustituimos como coefi-cientes de cada fórmula química, resultando:

2+ +8 2 2 42 2 2 2HCl MnO MnCl Cl+ →

Como todos los coeficientes son múltiplos de 2, se divide todo el sistema de ecuaciones entre 2, quedando el conteo de átomos de la siguiente manera: 4HCl + MnO2 MnCl2 +2H2O + Cl2


H 4 4

Cl 4 4

Mn 1 1

O 2 2

Ejercicio 10

I. Empleando el método algebraico, balancea las ecuaciones que se presentan a continuación.

NaCl + H2SO4 + O2 → Na2SO4 + H2O + Cl21

Na2SO4 + KI → NaI + K2SO42

Química II


CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O3


Ejercicio 11I. Escribe los siete conceptos que has aprendido en esta unidad y posteriormente compleméntalos.

1.

2.

3.

4.

5.

6.



UEMSTIS

7.

II. Comparte tus resultados con un compañero de clase.

Unidad II: Ácidos, bases y sales

Ejercicio 1I. Completa el siguiente esquema de ácidos y bases de uso cotidiano guiándote del ejemplo. De

acuerdo con la fórmula proporcionada, coloca el nombre y tres usos importantes de cada una.

Nombre:

Usos:

HCl

Nombre:

Usos:

H3PO4

Nombre:

Usos:

CH3COOH

Nombre:

Usos:

HNO3

Nombre:

Usos:

H2SO4

Nombre:

Usos:

CH2O2

Ácido clorhídrico

Elimina el óxido de materiales metálicos.

Es un componente delos jugos gástricos.

Se emplea comolimpiador en el hogar.

Ácidos

Química II


Nombre:

Ca(OH)2

Nombre:

Usos:Usos:

NaOH

Nombre:

Usos:

KOH

Nombre:

Usos:

Mg(OH)2

Nombre:

Usos:

Al(OH)3

Nombre:

Usos:

NH3

Bases

II. En plenaria cotejen sus respuestas.

Ejercicio 2I. En parejas, realicen la siguiente lectura y subrayen lo que consideren más importante.

En la película, Nemo tenía una aleta más corta que la otra, el pequeño pez pa-yaso termina en una pecera en Sídney y es buscado por su padre junto con la olvidadiza Dory; sin embargo, en la vida real la creciente acidez oceánica, debi-do a las emisiones de dióxido de carbono, está afectando a estos peces y quizás a otras especies.

Acidez en océanos afectaría a especies marinas4

4 Recuperado el 10 de enero de 2019 de: [http://www.muyinteresante.com.mx/naturaleza/11/06/01/acidez-oceanos]. Texto adaptado con fines didácticos.

El zapato que le ajusta a un hombre le aprieta a otro; no hay receta para la vida que funcione en todos los casos.

Carl Gustav Jung


UEMSTIS

Se presume que los peces payaso se estarían quedando “sordos”, lo que los pondría en peligro ante sus depredadores, a menos que se adapten. No se ha detectado algún daño físico en sus oídos, por lo que la alteración podría ser neurológica o el mismo estrés a causa de la acidez.

Los océanos se están volviendo ácidos porque absor-ben gran parte del dióxido de carbono que es lanzado a la atmósfera, lo que en el futuro podría significar cambios importantes en la vida marina. Los organismos más afec-tados directamente parecen ser los corales y aquellos con caparazón, como los caracoles, pero en el futuro, a fin de siglo, la mayoría de los arrecifes del mundo estaría en graves problemas.

Investigadores de la Escuela de Ciencias Biológicas de la Universidad de Bristol, encabezados por el doctor Ste-ve Simpson, en un experimento publicado en Biology Letters, descubrieron que, en las condiciones de acidez que se calculan para finales de siglo (con atmósferas de 600, 700 y 900 partes por millón, en la actualidad es de 390 ppm), los peces payaso ya no res-pondieron a los sonidos de los depredadores.

En el medio natural, durante el día, los peces payaso evitan los arrecifes de coral al detectar los sonidos de posibles depredadores, pero en las pruebas, donde se empleó un altavoz con los mismos sonidos, no respondieron aquellos peces que se desarrollaron en el estanque con el agua más ácida, es decir, no evitaron el peligro.

,os que se s, pors a

-rs, ululan es s pop r ya nno o res-

II. Responde lo solicitado a continuación.

¿El agua de mar por naturaleza es ácida o básica? Explica tu respuesta.1

Escribe la reacción que ocurre al disolverse el dióxido de carbono (CO2) en el agua de mar.2

III. Investiga qué otros factores influyen en el cambio de pH en los océanos, realiza un ensayo breve y entrégalo a tu docente para su revisión.

Ejercicio 3


Objetivo: demostrar el cambio de color de indicadores naturales en un medio ácido, básico y neutro.

I. Para realizar el siguiente experimento integren equipos de cuatro compañeros.

Química II


Material

▶ 3 tubos de ensayo

▶ 1 gradilla para tubo de ensayo


▶ 4 goteros

Sustancias

▶ 3 soluciones indicadoras de su elección, las cuales deben ser ricas en antocianinas

▶ 3 ml de vinagre (CH3COOH) al 5%

▶ 3 ml de agua con cal al 5%

▶ 15 ml de agua destilada

Procedimiento

1. En tres tubos de ensayo coloquen 5 ml de agua destilada.

2. Al primer tubo agreguen 3 ml de vinagre, elijan un indicador y agreguen 3 gotas al tubo.

3. Al segundo tubo viertan sólo 3 gotas del mismo indicador.

4. Al tercer tubo agréguenle 3 ml de agua con cal y tres gotas del mismo indicador.

5. Repitan el ensayo utilizando los otros dos indicadores.

II. Con base en el experimento, realicen lo que se indica a continuación:

1. Anoten en la tabla las coloraciones producidas.

Indicador Origen del indicador Medio ácido Medio neutro Medio básico

1

2

3

2. De acuerdo con lo que observaron del experimento, ¿qué concluyen? Recuerden verificar las coloraciones que dan los indicadores en su libro de texto (pág. 94) , tema “pH y pOH”.

Ejercicio 4


Objetivo: calcular y preparar soluciones normales.

I. En equipos de cuatro alumnos recaben lo necesario para preparar las siguientes soluciones.

Material

▶ 2 matraces aforados de 500 ml

▶ 2 vasos de precipitado de 300 ml

▶ 1 probeta

▶ 1 balanza granataria

▶ 1 vidrio de reloj

▶ 1 espátula de porcelana o metálica

▶ 1 agitador de vidrio


▶ 1 perilla de hule de tres vías

▶ 2 etiquetas autoadheribles

El odio no es más que carencia de la imaginación.

Graham Greene


UEMSTIS

Sustancias

▶ Ácido clorhídrico (HCl)

▶ Hidróxido de sodio (NaOH)

▶ Agua destilada

Preparación de una solución de ácido clorhídrico (HCl) al 0.5 N

1. En el siguiente espacio, realicen los cálculos necesarios de acuerdo con la concentración a pre-parar, considerando que se necesitan 500 ml de la solución.

2. Con ayuda de la pipeta, midan los mililitros de ácido que se requieren de acuerdo con sus cálculos.

3. Viertan en el matraz aforado aproximadamente 200 mililitros de agua destilada y posterior-mente agreguen el ácido medido en la pipeta, éste debe escurrirse lentamente por las paredes del matraz.

4. Llenen el matraz con agua destilada hasta el aforo y agiten cuidadosamente para homogeneizar.

5. Etiqueten correctamente escribiendo cuál es la solución y a qué concentración está preparada, el equipo que la elaboró, así como la fecha.

6. Almacenen la solución en un lugar seguro.

Preparación de una solución de hidróxido de sodio (NaOH) al 0.1 N

1. En el siguiente espacio, realicen los cálculos necesarios con base en la concentración a preparar, considerando que se necesitan 500 ml de la solución.

2. Pesen los gramos del hidróxido de sodio (NaOH) en la balanza granataria. Recuerden que no deben hacerlo directamente sobre el plato de una balanza, para ello empleen un vidrio de reloj.

3. Viertan el hidróxido de sodio al vaso de precipitado, con ayuda del agitador disuelvan con agua destilada, coloquen dentro del matraz aforado la solución y agreguen agua hasta alcan-zar la línea de aforo enjuagando el vaso. Verifiquen que el sólido esté bien disuelto.

4. Coloquen una etiqueta y escriban cuál es la solución que contiene el envase, así como la con-centración de preparación, el equipo que la elaboró y la fecha.

5. Almacenen su solución en un lugar seguro.

Química II


II. Con base en el experimento respondan lo siguiente:

1¿Qué es una solución

y cuáles son suscomponentes?

2¿Qué entienden por

concentración y en qué unidades se expresa?

3¿Qué factores pueden

aumentar la solubilidad de un soluto?

Las soluciones preparadas en esta actividad se usarán en los siguientes ejercicios, por ello deben conservarlas.

Ejercicio 5Práctica de laboratorioObjetivo: conocer los pasos para realizar una titulación.

Una titulación se lleva a cabo mediante reacciones ácido-base, calculando la concentración de los ácidos y las bases, a partir de una concentración conocida, también llamada valoración ácido-base. Esta valoración se realiza empleando un indicador que, mediante un cambio de color, muestra que la reacción ha alcanzado su punto de equivalencia, lo que quiere decir que los equivalentes del ácido se han igualado con los equivalentes de la base.

I. En equipos de cuatro alumnos desarrollen la siguiente actividad experimental.

Material

▶ 1 probeta de 50 ml ▶ 1 bureta de 25 ml ▶ 1 soporte universal ▶ 1 pinzas para bureta ▶ 1 matraz Erlenmeyer ▶ 1 embudo ▶ 1 gotero ▶ 1 hoja de papel blanco

Sustancias

▶ Solución de fenolftaleína ▶ Ácido clorhídrico (HCl) al 0.5 N (preparado anteriormente)

▶ Hidróxido de sodio (NaOH) al 0.1 N (preparado anterior-mente)

Procedimiento

1. Realicen el montaje de la bureta utilizando el soporte universal y la pinza para bureta, en la base del soporte coloquen una hoja blanca para que observen mejor el cambio de color.

2. Llenen la bureta hasta su nivel máximo con el ácido clorhídrico (HCl) al 0.5 N.

Acepta la responsabilidad en tu vida. Sé consciente de que serás tú quien te llevará a donde quieres ir, nadie más.

Les Brown


UEMSTIS

3. En el matraz Erlenmeyer coloquen 50 ml de hidróxido de sodio (NaOH) al 0.1 N y cinco gotas de fenolftaleína.

4. Abran lentamente la llave de la bureta dejando caer la solución titulante (HCl) gota a gota, al mismo tiempo agiten de manera continua el matraz Erlenmeyer, mezclando la solución titu-lante (HCl) y la solución a titular (NaOH) hasta el punto final de la titulación, el cual se observa cuando el indicador presenta viraje o cambio de color. En este momento exacto cierren la llave de la bureta y anoten los mililitros gastados de la solución titulante (HCl).

Nota: sugerimos realizar esta actividad por triplicado para reducir el margen de error en los cálculos de concentración y, de esta forma, practiquen dicho procedimiento.

5. Anoten el volumen de HCl añadido en cada muestra:

ml1 ml2 ml3

6. Realicen los cálculos de normalidad de cada muestra, para ello empleen la siguiente fórmula:

VA × NA = VB × NB

Donde:

VA = volumen de la solución a titular

NA = normalidad de la solución a titular

VB = volumen de la solución titulante

NB = normalidad de la solución titulante

Muestra 1: NA = _________________ N

Muestra 3: NA = _________________ N

Muestra 2: NA = _________________ N

Promedio = _________________ N

II. Respondan las siguientes preguntas de acuerdo con lo observado durante la práctica.

¿A qué se debe el cambio de color en la solución a titular?1

¿Cuál fue la concentración de la solución a titular?2

Una vez realizados los cálculos de titulación, ¿coincidió con la concentración normal que se pidió preparar en el ejercicio 4? Explica el resultado.

3

Química II


Escriban la reacción de neutralización que se ha producido.4

Ejercicio 6

I. Escribe un ensayo breve en donde expongas los conceptos estudiados durante la unidad. Recuer-da mencionar de qué manera aplicarás los conocimientos adquiridos en tu vida cotidiana.

II. En plenaria, comparte tu escrito ante tus compañeros.

Unidad III: La energía en las reacciones químicas

La huella de carbono

Los gases de efecto invernadero, conocidos como GEI, son los causantes del cambio climático; el incremento en sus concentra-ciones, principalmente del dióxido de carbono (CO2), generan el aumento en la temperatura promedio del planeta.

La mayor parte de las actividades que se efectúan diariamen-te por necesidades del hombre, como son el transporte, la produc-ción de alimentos y productos, el funcionamiento de las indus-trias, entre otras, producen emisiones de GEI; por ejemplo, para un producto alimenticio se requieren distintas fases que consumen energía en todo su ciclo de vida, como el caso del transporte de la materia prima, la energía para su transformación, almacenamiento y transporte hacia su destino, entre otras cosas; dependiendo del produc-to, dichas operaciones implican la emisión de mayor o menor cantidad de gases al ambiente, principalmente porque se realizan reacciones de combus-tión que generan como producto el dióxido de carbono.

La huella de carbono se utiliza para determinar el impacto de las emi-siones de dióxido de carbono (CO2), mismas que se liberan en la atmósfera por las actividades del hombre. Se mide de acuerdo con la cantidad de emisiones de GEI producidos, medidos en unidades de dióxido de carbo-no equivalente. Para su cálculo se emplean guías, por ejemplo, la del Panel Intergubernamental sobre Cambio Climático (IPCC, por sus siglas en inglés) o para las empresas se pueden usar los protocolos de la Or-ganización Internacional de Estandarización (ISO, por sus siglas en in-glés), entre otras.

Esta medida sirve a los consumidores para la selección de un producto, acorde con la marca que éste deja en el ambiente debido a todo el proceso de elaboración que tuvo de forma directa o in-directa, de igual manera tiene como función la concientización de las empresas o productores para seleccionar alternativas más ami-gables con el ambiente y trabajar en la reducción de sus emisiones.

La huella de carbono se expresa en unidades de dióxido de carbono equivalente (CO2eq), ya que considera todos los gases emitidos, obteniéndose los resultados de cada uno de ellos al equiva-lente de CO2.

y uc-dad de ombus-

as emi-ósfera d de bo-el as

La huella de carbono es el indicador del impac-to que ocasionan las actividades del hombre en el ambiente y se determina según la canti-dad de emisiones de GEI.



UEMSTIS

Como puedes ver, la huella de carbono se determina para un producto, proyecto o evento, así como para una organización. Cada uno de nosotros deja una huella de carbono que depende de nuestros hábitos; por ejemplo, la clase de productos que consumi-mos, el medio de transporte que usamos, la frecuencia con la que cocinamos, si empleamos el calentador, lavavajillas u otro aparato.5

Ejercicio 1I. Escribe tres acciones que puedes realizar o modificar para reducir tu huella de carbono en tu

hogar y en tu escuela:

Hogar Escuela


Ejercicio 2I. Describe cinco reacciones químicas que suceden por las actividades realizadas en tu vida cotidiana

y menciona el tipo de factor que acelera, retarda o inhibe dicha reacción.

Reacción1 Factor

Reacción2 Factor

Reacción3 Factor

Reacción4 Factor

Reacción5 Factor

II. Coteja tus resultados con un compañero.5 Para conocer más acerca de la huella de carbono, te recomendamos los siguientes videos:

Química II


Las fogatas de los neandertales: el dióxido de manganesoAl inicio, los neandertales usaban el dióxido de manganeso (MnO2) para la decoración corporal y como pigmento para sus pinturas en las cue-vas, debido a su capacidad colorante; no obs-tante, estudios recientes realizados a fragmen-tos de bloques de dióxido de manganeso, hallados en excavaciones en Pech-de-l’Azé l, al suroeste de Francia de aproximadamente 50 000 años de antigüedad, demuestran que el dióxido de man-ganeso era utilizado para hacer fuego y no sólo como pigmento como se pensaba al principio. Este compuesto era utilizado por los neanderta-les de manera deliberada, como catalizador para llevar a cabo una reacción de combustión.

El dióxido de manganeso reduce la temperatura de ignición de la madera, aumentando de esta forma la velocidad de la reacción de combustión, haciendo que los neandertales encendieran el fue-go más fácilmente. El aprovechamiento del dióxido de manganeso nos da una idea de la capacidad que tenían los neandertales para elegir sus materiales haciendo su vida más sencilla.

Ejercicio 3I. Indaga en fuentes de información confiable para realizar lo siguiente:

1. En tu cuaderno, elabora una línea de tiempo sobre el uso del dióxido de manganeso (MnO2) en la historia. Coloca imágenes o haz dibujos para ilustrar tu trabajo.

2. ¿En qué otra reacción química se usa el dióxido de manganeso (MnO2) como catalizador para aumentar la velocidad de reacción? Explica.

3. Escribe tres usos del dióxido de manganeso (MnO2) en la actualidad.


Ejercicio 4

Tecnología doméstica: tomates deshidratados

Objetivo: aplicar métodos de conservación.

I. En equipo de cuatro estudiantes, desarrollen la siguien-te tecnología doméstica. Sigan las medidas de seguridad necesarias para evitar accidentes.

Materiales

▶ 1 kg de tomate rojo

▶ 5 g de sal de mesa (NaCl)

El dióxido de manganeso se encuentra en la naturaleza como mineral pi-rolusita.

La gente exitosa y no exitosa no varían mucho en sus habilidades. Varían en sus deseos de alcanzar su potencial.

John Maxwell


UEMSTIS

▶ 1 l de agua

▶ 1 kg de hielo en cubos o molido

▶ 1 cuchara cafetera

▶ 1 taza

▶ 1 cuchillo

▶ 1 bowl (tazón) de aluminio o plástico de un volumen aproximado para introducir el kilogramo de tomates

▶ 1 cacerola de 2 l

▶ 1 recipiente con tapa hermética

▶ 1 charola

▶ 1 horno

Sustancia

▶ Solución desinfectante comercial

Procedimiento

1. Laven cuidadosamente y desinfecten los tomates con la solución de yodo.

2. Hagan un corte en forma de cruz en la base de los tomates.

3. Hiervan el agua en la cacerola. Una vez que el agua esté hirviendo, introduzcan los tomates, de dos en dos, dejándolos durante 10 segundos.

4. En el bowl coloquen agua y agreguen el hielo. En el agua fría introduzcan los tomates que se van retirando del agua hirviendo.

5. Una vez que los tomates estén fríos, retiren la piel y con la ayuda del cuchillo córtenlos en re-banadas de ½ cm de grosor.

6. Extiendan las rebanadas de tomate en la charola y espolvoreen sal sobre ellos.

7. Inclinen ligeramente la charola para que el agua que salga de los tomates pueda escurrir. De-jen reposar por 20 minutos.

8. Coloquen las rebanadas de tomate en la parrilla del horno y enciéndanlo. Posicionen al míni-mo de temperatura (aproximadamente de 60° C). Pongan debajo de la parrilla la charola para recolectar los jugos y evitar que el horno se ensucie. Mantengan las rebanadas de tomate en el horno durante una hora.

9. Retiren del horno las rebanadas de tomate secas y colóquenlas en un recipiente con tapa her-mética.

10. Al día siguiente, si es necesario que estén más secos los tomates, repitan el paso 8 pero sólo por 20 minutos. Una vez transcurrido el tiempo, retiren del horno las rebanadas y colóquenlas de nuevo en el recipiente para su almacenamiento.

11. Coloquen una etiqueta en el recipiente con la fecha de elaboración de los tomates deshidra-tados.

Recomendación

Pueden consumir los tomates deshidratados como botana, adicionarlos secos a una ensalada, rehidra-tarlos para añadirlos a algún guiso o elaborar alguna salsa.

II. De acuerdo con lo realizado, respondan lo siguiente de forma individual:

1

Además del secado, ¿qué otro proceso de conservación se lleva a cabo en la tecnología doméstica?

Química II


2

¿Qué ventajas proporciona eliminar la humedad en el producto?

3

¿Qué método de envasado se debe seguir para alargar la vida de anaquel del producto? Argumenta tu respuesta.

4

Si no contaras con un horno, ¿qué método o métodos de conservación para el tomate emplearías?

III. Cotejen sus respuestas de forma grupal.

Ejercicio 5I. En las siguientes imágenes coloca en la línea el nombre tomado de las casillas según corresponda.

Enlace por puentede hidrógeno Adenina Desoxirribosa Grupo fosfato

Aminoácido Timina

ala arg asn asp cys gln glu

pro ser thr trp tyr val

gly his ile leu lys met phe

Citosina Guanina Enlace peptídico

ADN

P

P

T

P

P

T

P

P

P

P

P

P

C

T

C

G

A

A

A

G

5‘ end 3‘ end

3‘ end 5‘ end

Proteína(estructura primaria)


Afirmaciones extraordinarias requieren pruebas extraordinarias.

David Hume


UEMSTIS

Ejercicio 6 I. En parejas lean el artículo “La química del jabón y algunas aplicaciones”6 y con-

testen lo siguiente.

1

2

3

4

5

¿Cómo funciona

un jabón?

¿Por qué el jabón hace burbujas?

¿Por qué limpia?

¿De dónde proviene el

jabón?

¿Es lo mismo jabón y

detergente? Expliquen su

respuesta.

¿Por qué es importante la asepsia en su

vida cotidiana?

II. Comparen sus respuestas de forma grupal.

Fórmulas químicas orgánicasPara representar los compuestos orgánicos se uti-lizan distintos tipos de fórmulas. Una fórmula química molecular o condensada de una mo-lécula nos proporciona información de su com-posición y el número de átomos que la integran de forma abreviada, también se pueden usar fórmulas estructurales condensadas, en las cuales se utilizan paréntesis y subíndices para indicar si hay dos o más grupos idénticos, pero no se mues-tran los enlaces. En Química orgánica se necesita conocer cómo se ordenan o distribuyen espacial-mente los átomos y los enlaces existentes, ya sea implícita (fórmula estructural semidesarrollada) o explícitamente (fórmula estructural desarrollada).

6 Disponible en: [http://www.revista.unam.mx/vol.15/num5/art38/].

El guion que se presenta en las estructuras desarrolladas y semidesarro-lladas en los compuestos orgánicos indica un par de electrones del enlace covalente, representado en las estructuras de Lewis.

HCH H

H

H

H C H

H

Metano

Química II


Otra forma de escritura que se utiliza es la fórmula de líneas y ángulos, también llamada estructura de esqueleto o figura de líneas, usada comúnmente para compuestos cíclicos, aunque también es una manera rápida de representar a los no cíclicos. En este tipo de escritura, los enlaces se representan por medio de líneas, mientras que los átomos de carbono se ubican en donde dos líneas se unen o una comienza o finaliza. Los átomos de hidrógeno no aparecen, pero se asume que están presentes para dar un total de cuatro enlaces al carbono.

Las fórmulas más utilizadas en la representación de los compuestos orgánicos son las fórmulas semidesarrolladas. A continuación, se muestran algunos ejemplos:

Fórmula condensada o molecular

Fórmulas estructurales Fórmula de líneas y ángulos

Condensada Semidesarrollada Desarrollada

C2H6 CH3CH3 CH3 – CH3

H

H − C − C − H

H

H

H

Se utiliza para es-tructuras mayores a tres átomos de

carbono.

C4H8 CH3CHCHCH3 CH3 – CH = CH – CH3 H − C − C = C − C − H

H

H

H H

H H

C6H10 CH3(CH2C)2CH3 CH3 – CH2 – CH2 – C C – CH3 H − C − C − C − C ≡ C − C − H

H

H

HH H

H HH

C6H6 (CH)6

CH

CH

CH

CH

CH

CH

C

C

C

C

H

H

HH

HH

C

C

Clasificación de las cadenas carbonadas

Las estructuras de los compuestos orgánicos están formadas por cadenas carbonadas, que son las uniones de átomos de carbono que tienen cierta composición y distribución espacial. Podemos clasifi-car las cadenas en abiertas (alifáticas o acíclicas) y cerradas (cíclicas), veamos los siguientes ejemplos:

Cadenas abiertas

CH C — CH CH — CH CH — CH3

1

3,5-heptadien-1-ino

2 3 4 5 6 7

1,3-hexadien-5-ino

CH C — CH CH — CH CH2

6 5 4 3 2 1

Cadenas cerradas

CH2

CiclopropanoH2C — CH2

Ciclobutano

H2C — CH2

H2C — CH2

No basta con hablar de paz. Uno debe creer en ella y trabajar para conseguirla.

Eleanor Roosevelt


UEMSTIS

A su vez, las cadenas abiertas se clasifican en lineales (continuas) y ramificadas (arborescentes). Las primeras son cadenas continuas de átomos de carbono que no contienen ramificaciones, que son aquellas en las que se han sustituido átomos de hidrógeno por radicales, también llamadas ramifica-ciones o arborescencias, como se observa en los siguientes ejemplos:

Cadenas lineales Cadenas ramificadas

Cadenas abiertas

CH2 CH — CH2 — CH3

1-buteno

1 2 3 4

CH3 — CH CH — CH3

2-buteno

1 2 3 4

4-etil-2,3-dimetilheptano

CH3 — CH2 — CH2 — CH — CH — CH — CH3

CH2

1234567

CH3

CH3

CH3

5-etenil-6-(1-metilpropil)-1,6-octadien-3-ino

CH2 CH — C C — CH — C CH — CH3

CH — CH2 — CH3

CH CH2

CH3

1 2 3 4 5 6 7 8

Tanto las cadenas lineales como las ramificadas se clasifican en saturadas e insaturadas, de acuerdo con el tipo de enlaces que presenten. Los compuestos saturados son aquellos que cuentan sólo con enlaces sencillos, mientras los compuestos insaturados presentan dobles y triples enlaces, como se muestra a continuación:

Cadenas saturadas

Lineales

CH3 — CH2 — CH3

CH3 — CH2 — CH2 — CH3

Ramificadas

CH3

CH3

CH3 — CH — CH2 — CH — CH2 — CH3

CH3

CH3 — CH — CH2

CH3 — CH2 — C — CH3

H

2,4-dimetilhexanopropano

butano

2,4-dimetilhexano

Química II


Cadenas insaturadas

RamificadasLineales

CH2 CH — CH2 — CH3

1 2 3 4

1-buteno

1,3,5-heptatrieno

7 6 5 4 3 2 1CH3 — CH CH — CH CH — CH CH2

2,2-dimetil-3,5,7-decatriino

2,7,7-trimetil-3,5-nonadiino

CH3 — CH — C C — C C — C — CH2 — CH3

CH3

CH3CH3

1 2 3 4 5 6 7 8 9

CH3 — C — C C — C C — C C — CH2 — CH3

CH3

CH3

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Las cadenas cerradas se clasifican en homogéneas, heterogéneas y aromáticas. Las cadenas cerradas homogéneas están formadas únicamente por átomos de carbono, a diferencia de las hetero-géneas que tienen átomos diferentes al carbono; por último, las aromáticas son cadenas cerradas con dobles enlaces intercalados en su estructura.

Cadenas cerradas

Cadenas homogéneas Cadenas heterogéneas Cadenas aromáticas

ciclohexano

CH2

H2C

H2C

CH2

CH2

CH21,2-epoxyetano

H2C — CH2

O

CH

HC

HC

CH

CH

CH

benceno

Ejercicio 7

I. Analiza las estructuras y escribe el tipo de fórmula que le corresponde de acuerdo con el siguien-te esquema.

1 Estructuralsemidesarrollada 2 Estructural

condensada 3 Estructuraldesarrollada

4 De líneas y ángulos 5 Condensada omolecular



UEMSTIS

bC2H6O

h

dC2H7N

c(CH3)4

e

CH3 C CH2 CH CH2 CH3

CH3

CH3 CH2 CH3

i

H C C C C H

H

H

HH H

H HH

gCH3 — CH2 CH3

CH3

CH2

CH2

CH2

CHCH2

C

f

aCH3(CH2)7CH3

II. Completa el siguiente esquema sobre la clasificación de las cadenas carbonadas de acuerdo con la información anterior.

Cadenascarbonadas

Acíclicos o alifáticosCadena abierta

CíclicosCadena cerrada

III. Con el apoyo de su docente, seleccionen a tres compañeros para que transcriban su esquema en el pizarrón y de manera grupal verifiquen que sean correctos.

Química II


Función química y grupo funcionalLas funciones químicas son compuestos con propiedades similares, debido al grupo funcional que pre-sentan, dichos grupos son elementos que confieren características a algunos compuestos y con lo que se identifica a cierto tipo de sustancias, además de ser la parte activa del compuesto.

Los grupos funcionales se unen por medio de enlaces covalentes a la cadena carbonada o extre-mos de la cadena, la cual se representa con la letra “R” seguida de un guion (–).

Ejercicio 8I. Consulta en fuentes confiables y completa el cuadro con la estructura general y grupo funcional

que hace falta de cada función química.

Clase de compuesto

Función química Estructura general Grupo funcional

Hidrocarburos

Alcano

Alqueno

Alquino

Aromáticos

Halogenuro de alquilo

Funciones oxigenadas

Alcohol

Éter

Aldehído

Cetona

Ácido carboxílico

Éster

Funciones nitrogenadas

Aminas

Amidas

II. Comparen sus respuestas de forma grupal.

La forma más segura de no fracasar es determinarse a tener éxito.

Richard Brinsley Sheridan

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