QUÍMICA II
Profesor: Guillermo Prisco Alaguna
Correo Electrónico: maestromemo@gadi.edu.mx
Porcentajes de Evaluación
Tareas 30%, Participación 25%, Examen 30%, Cuestionario 15%
La materia de Química aborda algunas de las las bases científicas, en las que se apoyan gran parte de las ciencias, como la Biología, la Medicina, la Ingeniería, la Geología, la Astronomía, la Farmacia o la Ciencia de los Materiales, por citar algunos. Está basada en el conocimiento científico, para identificar preguntas y obtener conclusiones a partir de pruebas. Para poder entender global-mente, algunos de los contenidos de la materia, es recomendable relacionar lo aprendido, en otras materias de la modalidad, como Matemáticas, Física o Biología.
Primero, realiza portada en libreta o en carpeta, de la materia correspondiente. (Portada libre, anotando porcentajes de evaluación)
Inicio Clase 1, 4/Febrero/21
UNIDAD 1 "CANTIDADES QUÍMICAS"
Peso Fórmula
PARTICIPACIÓN 1
Ejemplo: De acuerdo a la tabla periódica de los elementos, calcula el peso fórmula de los siguientes compuestos:
a) Carbonato de calcio CaCO3 y b) Sulfato de amonio (NH4)2SO4.
a) Hay 1 átomo de Ca, 1 átomo de C y 3 átomos de O. Multiplica el número de átomos representados por sus masas atómicas correspondientes y suma los productos.
1 х masa atómica del Ca = 1 х 40 = 40 uma
1 х masa atómica del C = 1 х 12 = 12 uma
3 х masa atómica del O = 3 х 16 = 48 uma
b) Hay 2 х 1 = 2 átomos de N, 2 х 4 = 8 átomos de H, 1 átomo de S y 4 átomos de O.
2 х masa atómica del N = 2 х 14 = 28 uma
8 х masa atómica del H = 8 х 1 = 8 uma
1 х masa atómica del S = 1 х 32 = 32 uma
4 х masa atómica del O = 4 х 16 = 64 uma
peso fórmula = 132 uma
TAREA 1
Fin Clase 1, 4/Febrero/21
Inicio Clase 2, 5/Febrero/21
Conversión: Mol-Gramo
Número de gramos = Peso fórmula × Número de moles
Ejemplo: Hallar el número de gramos equivalente a: a) 1 mol de CO2,
b) 4 moles de N2, c) 0.6 moles de Na2 SO4.
a) El peso fórmula del CO2 es 1 C 1 × 12 = 12 uma
Por lo que 1 mol de CO2 pesa 44 gramos.
b) El peso fórmula del N2 es
Entonces 1 mol de N2 pesa 28 gramos y 4 moles pesa 4(28) = 112 gramos.
c) El peso fórmula del Na2 SO4 es
Entonces 1 mol de Na2 SO4 pesa 142 gramos,
por lo tanto .6 moles pesan (142)(.6) = 82.5 gramos.
ACTIVIDAD 2
TAREA 2:
2. Calcule el equivalente en gramos de:
a) 1 mol de Agua b) 1.5 moles de glucosa c) 0.45 moles de Ca CO3
d) 10.5 moles de CO2 e) 5.4 moles de H3 PO3 f) .05 moles de glucosa
g) 1.9 moles de sal (NaCl) h) 1.45 moles de Mg (NO3)2
i) 0.75 moles de Butano (C4H10) j) 15 moles de Pt (SO4)2 (en Kg)
PARTICIPACIÓN 2:
1. Calcule el peso fórmula de los siguientes compuestos
a) Na NO3 b) O3 c) Al2 (SO4)3 d) (NH4)2 CO3 e) Fe2 O3
f) Ca CO3 g) C6H12O6 (Glucosa) h) NH3 (Amoniaco) i) H3 PO4
Fin Clase 2, 5/Febrero/21
Inicio Clase 3, 11/Febrero/21
Conversión, Gramo-Mol
Número de moles = Número de gramos
Ejemplo: Hallar el número de moles equivalente a;
a) 200 gramos de H2O, b) 45 gramos de H3PO4, c) 1 kilogramo de C6H12O6.
a) El peso fórmula del H2O es 2 H 2 × 1 = 2
Peso fórmula del H2O = 18 gramos/mol
Por lo que: Número de moles = 200 gramos /18 = 11.11 moles de H2O.
b) El peso fórmula del H3PO4 es 3 H 3 × 1 = 3
Peso fórmula del H3PO4= 98 gramos/mol
Por lo que: Número de moles = (45 gramos) ÷ (98 gramos/mol) = 0.4592 moles de H3PO4.
c) El peso fórmula del C6H12O6 es: 6 C 6 × 12 = 72
Peso fórmula = 180 gramos/mol
Por lo que: Número de moles = 1000 gramos /180 = 5.55 moles de C6H12O6.
PARTICIPACIÓN 3
Calcule el número de moles en:
a) 180 gramos de glucosa b) 1 kg de agua c) 300 gramos de plata
d) 196 gramos de H3PO4 e) 100 gramos de Pb O2 f) 4.4 gramos de CO2
g) 2.5 kg de O3 h) 150 mg de CH3OH i) 120 gramos de Ca (HCO3)2
TAREA 3
Investigar los siguientes temas y con ejemplos resueltos (2):
CANTIDADES QUÍMICAS
PESO FORMULA
RAZONES MOLARES
PORCENTAJE DE RENDIMIENTO
CÁLCULOS MOL A MOL
CÁLCULOS GRAMO-GRAMO
HIPÓTESIS DE AVOGADRO
RELACIONES MASA-VOLUMEN Y VOLUMEN-VOLUMEN
REACTIVO LIMITANTE
ESTEQUIOMETRIA
Fin Clase 3, 11/Febrero/21
Inicio Clase 4, 12/Febrero/21
COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Con frecuencia se emplean porcentajes para expresar la proporción en peso de los elementos presentes en un compuesto en particular. El porcentaje en peso equivale al número de gramos del elemento presente en 100 gramos del compuesto.
Una lista de los porcentajes de cada elemento de un compuesto, se le conoce como la composición porcentual de ese compuesto.
Cuando se conoce la fórmula química de un compuesto, la determinación de la composición porcentual de un compuesto se puede dividir en dos pasos.
1. Determina la masa de 1 mol de la sustancia (ver el ejercicio 2.1, 2.2).
2. Divide la masa de cada elemento de la fórmula entre la masa molar y multiplica cada fracción decimal obtenida por 100%.
En resumen:
Porcentaje del elemento = Masa total de un elemento de un compuesto × 100 %
Masa molar del compuesto
Ejemplo: Determina la composición porcentual del Fe2O3.
Solución:
La masa de 1 mol de Fe2O3 es; 2 x Fe = 2 × 56 = 112 uma
1 mol de Fe2O3 = 160 gramos
Los porcentajes de cada elemento son:
La suma de los porcentajes es 100%.
Ejemplo: Determina la composición porcentual del Ca (NO3)2.
Solución:
La masa de 1 mol de Ca (NO3)2 es; 1 Ca 1 × 20 = 20
1 mol de Ca (NO3)2 = 144 gramos
Los porcentajes de cada elemento son:
144
La suma de los porcentajes es 100%.
PARTICIPACIÓN 4
Calcule los porcentajes de composición de cada elemento en cada compuesto:
a) Metano (CH4) b) Amoniaco (NH3) c) Alcohol etílico (C2H5OH)
d) Fe2O3 e) Ca CO3 f) Agua g) Glucosa h) CH3OH
i) Ca (HCO3)2 j) (NH4)2 CO3
TAREA 4
Investigar lo siguiente, definir cada tema:
(describir 3 ejemplos de cada tema, donde se encuentran o estructura química, con imágenes)
-ALQUENOS
-ALQUINOS
-RADICALES ALQUILO
-COMPUESTOS ARBORESCENTES
-ALCOHOLES R—OH
-ÉTERES R—O—R
-ALDEHÍDOS R—CH= O
-CETONAS
-ÁCIDOS ORGÁNICOS R–COOH
-COMPUESTOS AROMÁTICOS.
-CARBOHIDRATOS
Fin Clase 4, 12/Febrero/21
Inicio Clase 5, 18/Febrero/21
EJEMPLOS, PARA RESOLVER EJERCICIOS, DEL 5 AL 8, DE LA ACTIVIDAD 1
PARTICIPACIÓN 5
5. ¿Cuántos gramos de de azufre hay en 1 kg de H2SO4?
6. ¿Cuántos gramos de oxígeno hay en 5.4 kg de Na NO3?
7. ¿Cuántos kg de plata hay en 18 kg de Ag3 PO4?
TAREA 5
8. Calcule el número de unidades fórmula (átomos, moléculas, iones, etc.) que hay en:
a) 1 gr de O2 b) 120 gr de H2SO3 c) 1.5 kg de agua
d) 15 mg de glucosa
Nosotros, solo usaremos moléculas, ok.
Fin Clase 5, 18/Febrero/21
Inicio Clase 6, 19/Febrero/21
CÁLCULOS CON EL NÚMERO DE AVOGADRO
Se utiliza el número de Avogadro para determinar cuántas unidades fórmula hay en cierta cantidad de una sustancia de fórmula química conocida.
Ejemplo: ¿Cuántas moléculas hay en 1 gramo de a) H2O,
b) Ca CO3?
Solución:
a) El peso fórmula del H2O es: 2 X H 2 × 1 = 2
1 X O 1 × 16 = 16
Peso fórmula = 18gr/mol
Por lo que 1 mol de H2O pesará 18 gramos, y 1 gramo de H2O equivale a (1gramo)/(18gramo/mol) = .0555 moles.
Como en 1 mol de cualquier sustancia hay 6.022 × 1023 unidades fórmula, entonces:
1 gramo de H2O = (.0555moles)(6.022 × 1023 moléculas/mol) =
3.34 × 1022 moléculas.
b) El peso fórmula del CaCO3 es:1 X Ca 1 × 20 = 20
1 X C 1 × 12 = 12
3 X O 3 × 16 = 46
Peso fórmula = 78 gramos/mol
Por lo que 1 mol de CaO3 pesará 78 gramos y 1 gramo de CaO3 equivale a (1gramo)/(78gramo/mol) = .0128 moles.
Entonces; 1 gramo de CaO3 = .0128 moles =
(.0128 moles)(6.022 × 1023moléc./mol) = 7.708 × 1021 moléc.
PARTICIPACIÓN 6
8. Calcule el número de unidades fórmula, en moléculas, que hay en:
a) 1 gr de O2 b) 120 gr de H2SO3
c) 1.5 kg de, H2O agua d) 15 mg de, C6H12O6 (Glucosa)
TAREA 6
Nosotros, solo usaremos moléculas, ok.
9. Para cada inciso, calcule el número de 15 gramos y 150 gramos, que hay en:
a) 6.02 x 1023 moléculas de agua b) 1.204 x 1023 moléculas de Pt5
c) 9.03 x 1024 moléculas de C3O2 d) 3.01 x 1022 moléculas de NO3
e) 6.02 X 1025 moléculas de MgSO4
Fin Clase 6, 19/Febrero/21
Inicio Clase 7, 25/Febrero/21
PARTICIPACIÓN 7Investigar lo siguiente, definir cada tema:
(Describir 3 ejemplos de cada tema, donde se encuentran y con imágenes)
QUE SON LAS SOLUCIONES
TIPOS DE SOLUCIONES
TERMINOLOGÍA DE LAS SOLUCIONES
FACTORES QUE ALTERAN LA SOLUBILIDAD
CONCENTRACIÓN DE LA SOLUCIONES
COMPUESTOS DE CARBONO
DIVISIÓN DE LA QUÍMICA INORGÁNICA Y ORGÁNICA
TETRAVALENCIA DEL CARBONO
ESQUELETOS Y SU CLASIFICACIÓN
(bases de la estructura o arquitectura de los compuestos orgánicos)
HIDROCARBUROS ACÍCLICOS
HIDROCARBUROS SATURADOS (ALCANOS)
ALCANOS NORMALES E ISÓMEROS
PROPIEDADES DE LOS HIDROCARBUROS
HIDROCARBUROS NO SATURADOS
TAREA 7
Resolver los ejercicios:
1.- Cual es el peso formula de Carbonato de Calcio (CaCO3)
A) 50uma
B) 100uma
C) 75uma
D) 200uma
2.- Calcular la masa de 1 mol de Fe2O3
A) 160 gramos
B) 175 gramos
C) 120 gramos
D) 200 gramos
3.- Hallar el número de gramos equivalente a 0.6 moles de Na2SO4
A) 55.5 gramos
B) 100.6 gramos
C) 75.5 gramos
D) 85.2 gramos
4.- Determinar la composición porcentual de Fe2O3
A) 50% y 20%
B) 10% y 20%
C) 70% y 30%
D) 20% y 30%
5.- El peso formula del CO2 es
A) 11 gramos
B) 33 gramos
C) 44 gramos
D) 22gramos
6.- Cuantas moléculas hay en 3 gramo de H2O
A) 3.34X1022 moléculas
B) 2.34X1022 moléculas
C) 1.00X1023 moléculas
D) 4.34X1022 moléculas
7.- Tipos de leyes de proporciones
A) Proporciones Mediana y Altas
B) Proporciones Múltiples y Definidas
C) Proporciones Variadas y Simples
D) Proporciones Bajas y Total
8.- Un compuesto está formado por 25% de calcio, 15% de carbono y 60% de Oxigeno, hallar su fórmula empírica
A) CaCO1
B) CaCO2
C) CaCO3
D) CaCO
Formula 3H2O + 6C2H5OH
9.- Cuantos moles de H2O se obtendrán al quemar 5.2 moles de alcohol etílico, C2H5OH
A) 15.6 moles
B) 15.5 moles
C) 15.4 moles
D) 15.3 moles
10.- En que se aplica los cálculos gramo-gramo
A) En cálculos estequiométricos
B) En cálculos algebraicos
C) En cálculos integrales
D) En cálculos diferenciales
11.- Que describe la hipótesis de Avogadro
A) Mismas condiciones de Densidad y Volumen, Masas
B) Mismas condiciones de Presión y Temperatura, Volúmenes iguales de cualquier Gas
C) Mismas condiciones de Químicos en Balanceos
D) Mismas condiciones de Porcentajes y UMA
12.- Que es porcentaje de rendimiento
A) Es la razón entre el rendimiento óptimo y el rendimiento básico
B) Es la razón entre el rendimiento calculado y el rendimiento próximo
C) Es la razón entre el rendimiento exacto y el rendimiento promedio
D) Es la razón entre el rendimiento real y el rendimiento teórico
13.- De la solubilidad real de un soluto depende de tres factores
A) Temperatura, Presión, Soluto y Disolvente
B) Temperatura, Calor, Líquido
C) Solución, Mezcla, Fluidez
D) Liquido, Movimiento y Reacción
14.- Cual es la Formula de Porcentaje Referido a la Masa
A) PRM = (masa solución/masa soluto) X 100
B) PRM = (masa química/masa compuesto porcentual) X 100
C) PRM = (masa liquido/masa objeto) X 100
D) PRM = (masa soluto/masa solución) X 100
15.- Algunos tipos de Compuestos de Carbono son:
A) Metales, Líquidos, Gases
B) Plasma, Aire, Fuego
C) Bioquímica, Quimioterapia, Fisicoquímica
D) Tetra valencia del Carbono, Hidrocarburos Cíclicos, Saturados y no Saturados, Hidróxido
PARA EJERCICIO 8
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
Esta ley fue formulada en 1803 por el inglés John Dalton, la cual menciona lo siguiente: “Si los mismos elementos forman más de un compuesto, hay una proporción diferente, pero definida, y de números enteros pequeños, en masa y en átomos para cada compuesto”.
Ejemplo: Verificar la ley de las proporciones múltiples en los compuestos CO2 y CO.
Solución: El azufre y el oxígeno se pueden combinar en dos diferentes proporciones para formar dos diferentes compuestos. Las proporciones son:
CO CO2
1 C 1 × 12 = 12 1 C 1 × 12 = 12
1 O 1 × 16 = 16 2 O 2 × 16 = 32
Las proporciones del carbono en los dos compuestos es: 12:12 ‘o 1:1
Las proporciones del oxígeno en los dos compuestos es: 16:32 ó 1:2
Los cuales son números enteros pequeños.
FÓRMULAS EMPÍRICAS Y FÓRMULAS MOLECULARES
Las fórmulas empíricas y las fórmulas moleculares son dos tipos claramente distintos de fórmulas químicas, que se emplean con propósitos diferentes. Compara el acetileno gaseoso (C2H2), que se utiliza en aplicaciones de soldadura sencilla, y el benceno (C6H6), que es un líquido que se usa como disolvente. Su proporción molecular en cada uno de ellos es:
ACETILENO (C2H2) BENCENO (C6H6)
2 C 2 × 12 = 24 6 C 6 × 12 = 72
2 H 2 × 1 = 2 6 H 6 × 1 = 6
Peso fórmula = 26 Peso fórmula = 78
Los porcentajes de cada elemento son:
C: 24 × 100 = 92.3% C: 72 × 100 = 92.3%
26 78
H: 2 × 100 = 7.69% H: 6 × 100 = 7.69%
26 78
Los cálculos demuestran que ambos compuestos tienen los mismos porcentajes de carbono e hidrógeno.
La fórmula molecular de un compuesto proporciona el número real de átomos de cada elemento presentes en una molécula. Las fórmulas moleculares del acetileno y el benceno son C2H2 y C6H6 respectivamente.
La fórmula empírica, también conocida como fórmula más simple, proporciona la relación más sencilla de números enteros de los átomos de cada elemento presentes en un compuesto. Para el acetileno, C2H2, la relación más sencilla entre los átomos de C y los H, es de 1:1.
De manera que la fórmula empírica del acetileno es CH. La relación más sencilla entre los átomos de C y los de H en el benceno, C6H6, es también de 1:1y la fórmula empírica también es CH. Ambos compuestos tienen la misma fórmula empírica.
En resumen, el acetileno y el benceno tienen fórmulas moleculares distintas, C2H2 y C6H6, pero presentan la misma fórmula empírica, CH, y contienen los mismos porcentajes de C y H.
Ejemplo: Determina la fórmula empírica de los siguientes compuestos: a) Glucosa, C6H12O6,
b) Óxido férrico, Fe2 O3, c) Etilenglicol, C2H6O2.
Solución:
a) Divide los subíndices entre 6 para obtener CH2O.
b) La fórmula empírica es también H2O.
c) Divide los subíndices entre 2 para obtener CH3O.
COMO DETERMINAR FÓRMULAS EMPÍRICAS
La fórmula empírica de un compuesto se puede establecer a partir de datos experimentales. Esto es posible, si se conoce el número de gramos de cada elemento que se combinan para dar un compuesto en particular, o el porcentaje de cada elemento en el compuesto (composición porcentual).
Si se puede establecer el número de moles que hay de cada elemento, también se puede determinar las relaciones más sencillas de números enteros entre los átomos presentes (fórmula empírica).
Los ejemplos siguientes ilustran los pasos a seguir para obtener la fórmula empírica.
Ejemplo: Un compuesto está formado por 25% de Neón, 15% de carbono y 60% de oxígeno, hallar su fórmula empírica.
Solución: Cuando las cantidades se dan en porcentajes, conviene suponer que se tiene una muestra de 100 gramos del compuesto, de la cual, 25 gramos son de calcio, 15 gramos son de carbono y 60 gramos son de oxígeno.
Se utilizan las masas molares para convertir a moles:
Ne C O
25/20 = 1.25 15/12 = 1.25 60/16 = 3.75
Se divide entre la más pequeña de las cantidades:
Ne C O
1.25/1.25 = 1 1.25/1.25 = 1 3.75/1.25 = 3
Como los resultados son enteros, entonces la fórmula empírica es: Ne CO3
PARA EJERCICIO 9
12) PORCENTAJE
DE RENDIMIENTO
El cálculo de las cantidades de los diferentes
productos que acabamos de obtener se llama rendimiento teórico. El rendimiento
teórico es la cantidad de producto que se obtiene cuando se supone que todo el
reactivo limitante forma productos, sin que sobre nada de reactivo y sin que alguno
de los productos se pierda durante su aislamiento y purificación. Sin embargo,
rara vez, en la vida real, el rendimiento teórico es igual al rendimiento real.
Ocurren diversos fenómenos que disminuyen el rendimiento, como la formación de
productos secundarios, una parte del producto se pierde durante el aislamiento
o purificación, así como las pérdidas en su transferencia.
Se llama porcentaje de rendimiento a la razón
entre el rendimiento real y el rendimiento teórico.
Porcentaje de rendimiento = Rendimiento Real × 100%
Rendimiento Teórico
Ejemplo: Si del ejemplo 3.7, solo se obtuvo 2.43 gramos de H2,
hallar el porcentaje de rendimiento.
Solución: Porcentaje de rendimiento = 2.43 × 100% = 66.17%
3.672
14) COMPOSICIÓN
PORCENTUAL
Con frecuencia se emplean porcentajes para expresar
la proporción en peso de los elementos presentes en un compuesto en particular.
El porcentaje en peso equivale al número de gramos del elemento presente en 100
gramos del compuesto.
Una lista de los porcentajes de cada elemento de un
compuesto, se le conoce como la composición
porcentual de ese compuesto.
Cuando se conoce la fórmula química de un
compuesto, la determinación de la composición porcentual de un compuesto se
puede dividir en dos pasos.
1. Determina la masa de 1 mol de la sustancia (ver
el ejercicio 2.1, 2.2).
2. Divide la masa de cada elemento de la fórmula
entre la masa molar y multiplica cada fracción decimal obtenida por 100%.
En resumen:
Porcentaje del elemento = Masa
total de un elemento de un compuesto × 100%
Masa molar del compuesto
Porcentaje del elemento = Masa Química × 100%
Masa Compuesto Porcentual
Ejemplo:
Determina la composición porcentual del Fe2O3
Solución: La masa de 1 mol de Fe2O3 es 2 Fe
2 × 56 = 112 uma
3 O 3 × 16 = 48
uma
1 mol de
Fe2O3 = 160 gramos
Fin Clase 7, 25/Febrero/21
Inicio Clase 8, 26/Febrero/21
EVALUACIÓN
Fin Clase 8, 26/Febrero/21
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