Antologiaquimica2[1]

QUÍMICA II
INTRODUCCIÓN GENERAL
“ Los mayores inventos son aquellas interrogantes que tienden a
incrementar el poder del hombre sobre la materia” (Benjamín Franklin).
¿ Alguna vez te has preguntado por qué el hielo se funde y el agua se evapora?
¿Por qué las hojas cambian de color en el otoño? y ¿Por qué el fierro se corroe
cuando se deja en la lluvia? ¿Cómo se forma la lluvia ácida? y ¿Por qué es tan
peligrosa para nuestro ambiente? ¿Cómo es que una batería genera electricidad?
y ¿Por qué al conservar fríos los alimentos se retarda su descomposición?
La química proporciona respuestas a estas preguntas y a muchas otras
semejantes. Esta ciencia forma parte de nuestra vida, en muchas de nuestras
actividades diarias, desde encender un cerillo hasta tópicos tan trascendentales
como la sobrevivencia de nuestro planeta.
Sin embargo la química tiene una imagen negativa. La gente desconfía de ella, por
considerarla una ciencia compleja e incomprensible, debido a que existe una
tradición de aprenderla de memoria en lugar de comprenderla.
Para la mayoría de las personas no es conocida la relación que existe entre la
química y el hecho de trasladarse de un lugar a otro de la ciudad en que vive, o de
disponer de alimentos, de vestirse o de recuperar la salud cuando se ha perdido,
de escuchar música del grupo que admira, de distraerse cómodamente sentado en
una sala cinematográfica.
El conocimiento de la química proporciona al hombre una gran responsabilidad all
poder de transformar la materia.
Esta antología te introduce a los hechos y a las teorías químicas, no como un final
en sí mismas sino como una forma de ayudarle a comprender el mundo que
te rodea.
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QUÍMICA II
QUIMICA II
Propósitos de la asignatura.
El alumno analizará y resolverá problemas relacionados con los procesos de
transformación de la materia y reconocerá los fundamentos de la química del
carbono, incorporando los avances científicos y tecnológicos de esta ciencia en el
siglo XXI
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QUÍMICA II
PROGRAMA DE QÍMICA II
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Soluciones
Balanceo de
reacciones
Materia y
energía
Estequiometría
Concentración
Concentración
pocentual
Molaridad
Molalidad
Normalidad
Teorías ácido- base
pH y pOH
Neutralización
y titulación
Nomenclatura de
hidrocarburos
Nomenclatura de
hidrocarburosNomenclatura de
hidrocarburos
Química del
carbono
Nomenclatura y
mecanismos de
reacciones orgánicas
Nomenclatura de
familias orgánicas
Nomenclatura de
hidrocarburos
Haluros
Alcoholes
Aldehídos
Cetonas
Ac. Carboxílicos
Éteres
Aminas
Amidas
acíclicos
cíclicos

QUÍMICA II
GENERALIDADES
La Química estudia todo lo que hay en el universo, donde la materia y la energía son
manifestaciones de una misma cosa por la cual la materia se puede convertir en
energía y la energía en materia, pero afortunadamente la naturaleza está hecha de tal
manera que de una rosa no se tenga una explosión atómica que puede acabar con
nuestros sueños de obtener la perfección.
Cualquier cambio físico o químico implica manifestación de energía.
En la vida cotidiana podemos adquirir y emitir energía de diferentes formas,
por ejemplo: al asolearnos absorbemos la luz solar; al caminar; los automóviles
en movimiento; las aves al volar. Todo esto tiene algo en común, ese algo que
nos hace capaces de ejecutar un trabajo, es la energía.
Energía proviene de dos raíces griegas
En = dentro ; Ergos = trabajo
Interrelación de la materia y la energía
En 1905 Albert Einsten estableció que la materia y la energía no eran separadas,
sino, manifestaciones de un mismo origen y por lo tanto, la materia se podía
transformar en energía estableciéndose, la ley de la conservación de la materia y
la energía:
En la naturaleza y en la vida diaria, nos encontramos constantemente con fenómenos
físicos y con fenómenos químicos.
En los fenómenos químicos, las sustancias sufren cambios o se transforman,
reaccionando entre sí y originando una sustancia con características distintas, casi
siempre con manifestación de energía, llamados, compuestos.
Independientemente del compuesto formado, al reaccionar las sustancias que los
constituyen se deben aplicar las siguientes leyes:
Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa: Dice que en una reacción
química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la
suma de las masas de los productos de la reacción ( “la materia ni se crea ni
se destruye, sólo se transforma).
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QUÍMICA II
Ley de Proust o de las proporciones constantes: Señala que para formar un
determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen siempre en la
misma proporción ponderal. Por ejemplo: el átomo de oxígeno siempre requiere 2
átomos de hidrógeno para formar una molécula deagua.
Pero sabes una cosa no te quiebres la cabeza al estudiar reacciones químicas,
observa la comunidad en donde vives y notarás que hay casamientos, divorcios,
que a alguien “le volaron” la novia o novio o hubo intercambio entre parejas; de
esta forma también en la química se llevan a cabo las reacciones.
Hablando en serio ahora sí. Toda reacción química es el paso de reactivos a
productos, se tiene que representar mediante una ecuación química que nos
indican las cantidades en que los reactivos se requieren para formar un
determinado producto al igual que una ecuación matemática y para esta
representación se requiere de la siguiente simbología:
R P
Reactivos Productos
Posiblemente la primera reacción química que el hombre aprovechó para destruir
a su enemigo fue el fuego. La misma reacción de oxidación que logró dominar
para tener luz y calor, para cocinar alimentos y fabricar utensilios, en fin, para
hacer su vida más placentera, fue usada para dar muerte a sus congéneres y
quemar sus habitaciones y cosechas.
Con la fabricación de productos químicos se satisfacen muchas necesidades del
hombre. Al conocer de qué está formada la materia y saber en qué se puede
transformar, sin duda alguna, contribuye a ser más confortable nuestra vida.
Algunos productos tales como la gasolina, las pinturas, los alimentos, los
recipientes de plástico, vidrio, fierro, papel etc., son algunos ejemplos de
productos que se obtienen por procesos químicos.
Mediante el proceso para la obtención de cualquier producto, tenemos la
necesidad de evitar los desperdicios, pues los costos son muy altos y así se evitan
pérdidas económicas.
La formación de nuevos compuestos a través de reacciones químicas en algunas
ocasiones han sido utilizadas de manera incorrecta ya que en nuestra sociedad
actual, el avance tecnológico es enorme, y en la obtención de satisfactores se ha
buscado, generalmente, el máximo beneficio con el menor costo y esfuerzo. La
acumulación de industrias, automóviles y otras fuentes contaminantes han
cumplido con aumentar la producción de bienes, pero a un costo social enorme, ya
que han originado la contaminación del ambiente que es incompatible con la salud
humana y la sobre vivencia del ecosistema en que vivimos.
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QUÍMICA II
Te invitamos ha que a partir de esta asignatura tú estudiante del SAETA colabores
a cambiar el mundo que te rodea y que luches por conservar nuestros
ecosistemas.
A continuación realiza las siguientes actividades:
1. Elabora un listado de las manifestaciones de energía que se presenten en tu
hogar diferentes a la de los ejemplos.
2. Elabora un listado de las manifestaciones de energía que se presenten a tu
alrededor.
3. En media hoja de papel bond realiza una representación por medio de recortes
de periódicos o revistas de la manifestación de energía que más llamo tu
atención de los puntos 1 y 2
4. Durante tu asesoría expondrás tus láminas a los integrantes de tu equipo.
5. Realizaras una investigación bibliografica y contestaras las preguntas de la
actividad de aprendizaje de tu guía didáctica que se presentan más adelante.
6. Comentarás con los integrantes de tu equipo tus respuestas y juntos integraran
una exposición para darla a conocer al resto del grupo, dicha exposición debe
contener los principales conceptos tratados en las actividades de aprendizaje.
7. Para la exposición que realizaran pueden utilizar cuadros sinópticos o recortes
tipo collage etc.
ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE.
1. Define el concepto de energía.
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
2. ¿Escribe la clasificación de la energía?
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
3. Define con tus propias palabras la Ley de la Conservación de la Materia y
Energía.
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
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QUÍMICA II
4. En los siguientes procesos energéticos, indica el tipo de energía que se tenía al
inicio y la que se tiene al final de la reacción.
EJEMPLO INICIO FINAL
Colisión de dos automóviles _________________ ___________
Incendio forestal _________________ ____________
Tormenta tropical _________________ ____________
Proyección de una película _________________ ____________
Desgaste de una suela _________________ ____________
I. Subraya la respuesta correcta.
1. Es aquello que hace capaz a un cuerpo de realizar un trabajo:
a) Materia b) Energía c) Propiedades
2. La luz, el calor y la electricidad son ejemplos de:
a) Formas de materia b) Formas de energía c) Formas de cuerpos.
3. Es la energía que tiene un cuerpo por la posición que ocupa:
a) Energía calorífica b) Energía cinética c) Energía potencial
4. Es la energía que tiene un cuerpo debido al movimiento interno de sus
componentes:
a) Energía calorífica b) Energía cinética c) Energía potencial
5. Es la energía debido al flujo de electrones a través de un conductor:
a) Energía química b) Energía eléctrica c) Energía calorífica
6. Científico que predijo que la materia se podría transformar en energía y la
energía
en materia :
a) Jhon Dalton b) Ernest Rutherford c) Albert Einsten
7. Esta ley dice “La materia y la energía no se crean ni se destruyen, solo se
transforman”:
a) Ley de la materia b) Ley de la energía c) Ley de la materia y
energía
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QUÍMICA II
8. Es la energía que tiene un cuerpo debido a su estructura molecular:
a) Energía eléctrica b) Energía química c) Energía nuclear.
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QUÍMICA II
A continuación nos adentraremos en el interesante mundo de la estequiometría.
Te invitamos a que juntos veamos de qué se trata.
ESTEQUIOMETRIA
¡Qué palabra tan rara! Pero, ¿Sabes que a tí , sin saberlo, la crisis te ha
convertido en un excelente practicante de la estequiometría?. Y a continuación lo
comprobaras realizando las siguientes actividades..
1. Cuando realices tus compras de la semana y sabiendo que el litro de leche
rinde 4 vasos, en base a los miembros de tu familia ¿Cuántos litros de
leche tendrás que comprar para que alcancen a tomarse un vaso cada uno.
2. Un kilo de tortillas contiene aproximadamente 20 piezas ¿Cuántos kilos
tendrás que comprar para alimentar 58 personas que invitaras a tu próximo
festejo de cumpleaños si les dieras 3 tortillas, 4 o 5 a cada invitado.
3. Con un kilo de carne comen aproximadamente 4 personas, que porción en
gramos tendrías que darles a cada uno para que coman 6.
4. Escribe tus respuestas y razonamientos para comentarlos durante la
asesoría con los integrantes de tu equipo.
5. Representa gráficamente tus respuestas ya sea con números, literales,
dibujos etc., y plasmalas en una cartulina para exponerlas ante el grupo.
6. Ahora lee el contenido de tu antología sobre el tema y compara las
actividades realizadas con la definición de estequiometría.
La Estequiometría: Es la rama de la química que se encarga de estudiar las
relaciones cuantitativas o las cantidades de masa de las substancias que
participan en una reacción. El término estequiometría se deriva de dos vocablos
griegos: Estequios que significa elementos o substancias y Metría que significa
medida de substancias.
Investiga en internet, encarta o cualquier libro de química inorgánica información
sobre estequiometría y elabora un ensayo a doble espacio con la letra arial 14
cuyos títulos deben ir centrados y con negritas y entrégalo a tu facilitador.
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QUÍMICA II
Para poder realizar cálculos estequimetricos es necesario primeramente saber
balancear una ecuación química por esta razón te invitamos a que aprendas
realizando las actividades que se te indican.
BALANCEO DE ECUACIONES
¿Sabes por qué estamos en crisis?
Porque no hemos reconocido que todo debe estar en equilibrio ya sea lo
económico, ecológico. No se debe gastar más de lo que se gana, no se deben
talar más árboles que los que nacen y se desarrollan; todo debe equilibrarse o
balancearse.
Por eso te invitamos a que aprendamos este tema y desarrolles las siguientes
actividades:
1. De los productos químicos que usas comúnmente en tu casa, observa y lee
detenidamente las instrucciones de empleo, precauciones a tomar y
formula de elaboración, y anótalas en una hoja.
2. Posteriormente analiza la composición química del compuesto y escribe por
separado los elementos atómicos que crees intervinieron para formar el
producto final.
3. Coloca signos de más para separar los productos que se unieron a tu
criterio y signo de igual para separarlos del producto final.
4. Elabora un cuadro donde representes los que más comúnmente usas y los
separes de los menos usados especificando su peligrosidad.
5. El material que elaboraste lo pondrás a consideración con los integrantes
de tu equipo y determinaras similitudes y diferencias encontradas en el
desarrollo de todas las actividades con la de tus compañeros.
6. Lee detenidamente la información que sobre este tema te proporciona tu
antología y puedas desarrollar las actividades de aprendizaje y
autoevaluación que se incluyen al final.
En todas las reacciones químicas podemos observar un principio fundamental:
La conservación de la masa.
Las reacciones químicas se representan a través de una ecuación a la que
llamamos ecuación química. Por lo general, las partes que componen a esta
ecuación son:
Los reactivos y los productos. En algunas ocasiones se señalan también las
condiciones de reacción, tales como la temperatura, la presión, catalizadores,
etc.
NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl
Reactivos productos
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QUÍMICA II
Por lo general, las ecuaciones químicas deben satisfacer las tres condiciones
siguientes:
a) Representar hechos experimentales.
b) La carga eléctrica neta de la reacción debe ser la misma en ambos lados de
la ecuación
c). Debe existir el mismo número de átomos en ambos lados de la ecuación.
Estos tres puntos los podemos ilustrar con la siguiente ecuación química y la
explicación posterior:
+2 - 2 +6 -2 +2 +6 -2
BaO + SO3 BaSO4
a) Es un hecho experimental, ya que se trata de la obtención de sulfato de
bario a partir de óxido de bario y anhídrido sulfúrico.
b) La carga eléctrica neta en ambos lados de la ecuación es la misma; esto se
puede demostrar anotando a cada elemento la carga eléctrica que
corresponde, y posteriormente, calculando la carga neta para reactantes y
productos.
c) En ambos lados de la ecuación está presente el mismo número de átomos
Reactivo
Ba 1
S 1
O 4
Productos
Ba 1
S 1
O 4
Si en ambos lados de la ecuación están presentes el mismo número de átomos y
carga, se puede decir que la ecuación está balanceada y, por lo tanto, cumple con
la ley de la conservación de la masa.
Actividades a realizar:
1. Acude a tu tienda más cercana y escoge diversos productos, pesalos y
anota su peso en tu cuaderno.
2. Enseguida escoge a tu criterio y basándote en los pesos que anotaste de
cada producto los que al unirlos pesaran:
a) 1.800 Kg
b) 2.5 Kg
c) 3.450 Kg.
d) .700Kg.
e) 2.780 Kg.
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QUÍMICA II
3. Para lograr los pesos tienes la libertad de realizar las combinaciones que
gustes, modificar sus presentaciones originales y las cantidades pueden
variar.
4. Describe detalladamente los tipos de combinaciones que tuviste que
realizar, y que tan fácil o difícil fue para presentarlo a tus compañeros
durante la asesoría
5. Ahora lee detenidamente el contenido de tu antología sobre balanceos
quimicos.
Entre los métodos de balanceo más comunes se encuentran los siguientes:
tanteo, óxido-reducción, algebraico y ion-electrón.
Balanceo Por Tanteo: Consiste en comparar los reactivos y productos hasta
igualarlos, colocando coeficientes (números) en las fórmulas. Es un método
sencillo utilizado para equilibrar reacciones simples.
Las reglas para el balanceo por tanteo son las siguientes:
1. No podemos cambiar las fórmulas ya establecidas.
2. Los coeficientes se deben colocar antes de cada fórmula
3. Todo coeficiente multiplica a los subíndices.
4. Está prohibido colocar coeficientes en medio de las fórmulas.
Sugerencias:
a) Balancear primeramente todos los elementos diferentes al hidrógeno y al
oxígeno.
b) A continuación los átomos de hidrógeno.
c) Por último, se procede a balancear los átomos de oxígeno.
Ejemplo:
H2 + O2 H2O 2H2 + O2 2 H2O
Hidrógeno Oxígeno Agua hidrógeno Oxigeno Agua
Zn + O2 ZnO 2 Zn + O2 2 ZnO
Zinc Oxígeno Óxido de zinc Zinc Oxígeno
Óxido de Zinc
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QUÍMICA II
Siguiendo el ejemplo anterior intenta balancear las siguientes ecuaciones
químicas:
Balancea:
1) N2 + O2 NO
2) N2 + O2 N2O
3) Al2O3 + H2O Al (OH)3
4) Pb(OH)4 PbO2 + H2O
5) KCl + O2 KClO3
6) C + Fe2O3 Fe + CO2
7) I2O3 + CO I2 + CO2
8) Al + Cr2O3 Al2 O3 + Cr
9) C4H10 + O2 CO2 + H2
10) Al + Ag NO3 Al (NO3)3 + Ag.
Veremos ahora si eres capaz de balacear ecuaciones más complicadas adelante:
1. H2 + O2 H2O
2. Fe2O3 + CO Fe + CO2
3. NH3 + O2 NO + H2O
4. Al + Cr2O3 Al2O3 + Cr
5. SO2 + O2 SO3
6. Fe + O2 Fe2O3
7. ZnO + C Zn + CO2
8. C + Fe2O3 Fe + CO2
9. C6H12O6 + O2 CO2 + H2O
10. 3. Cl2 + NaOH NaClO + NaCl + H2O
Balanceo por Óxido Reducción: Nuestra sociedad parece funcionar con las
llamadas celdas eléctricas que encontramos en las calculadoras, automóviles,
juguetes, termostatos, radios, televisores y en muchas cosas más. Las prendas
se blanquean, las fotografías se revelan en soluciones, etc. Todo lo anterior se
lleva a cabo a través de reacciones químicas que implican transferencias de
electrones entre las sustancias que participan en este proceso al que se le conoce
con el nombre de Oxidación-Reducción
Realiza alas siguientes actividades para entender mejor este tema:
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QUÍMICA II
Si el dólar en el mercado cambiario esta a $11.55 y tu compras 100 a 11.45
responde:
¿Ganaste o perdiste?_______________________
¿Cuánto ganaste o perdiste?_________________
Si en cambio tu compraste el día de ayer 100 dólares $11.60 y el día de hoy esta
en el banco a la compra a $11.55 contesta:
¿Ganaste o perdiste?_______________________
¿Cuánto ganaste o perdiste?_________________
El balanceo de ecuaciones por el método óxido-reducción está basado en el
número de electrones perdidos o ganados en una reacción química, las cuales
deberán ser iguales en número.
Se proporcionan algunas definiciones importantes:
Oxidación: pérdida de electrones
aumento del número de oxidación
Reducción: ganancia de electrones
disminución del número de oxidación.
Oxidación
7- 6- 5- 4- 3- 2- 1 0 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+
Reducción
Número de oxidación. Es un número convencional que expresa la carga positiva o
negativa asignada a cada átomo o ion en un compuesto, de acuerdo con las
siguientes reglas:
• El número de oxidación de una sustancia simple es cero (Na, Ca, Cl2, Sr).
• El número de oxidación del H es +1, excepto en los hidruros metálicos que es
de -1
• El número de oxidación del O es -2, excepto en los peróxidos, que tienen una
carga aparente de -1
• La suma de cargas eléctricas en un compuesto es igual a cero.
El procedimiento general para balancear una ecuación por el método oxidación y
reducción es el siguiente:
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QUÍMICA II
1. Determinar el número de oxidación de los elementos que intervienen en la
reacción.
Ejemplo:
Cu0
+ H+1
N+5
O-
3
2
Cu+2
(N+5
O3
-2
)2 + N+2
O-2
+ H2
+1
O-2
(+1) + (+5) + (-6) (+2 ) + (+10 ) + (-12) (+2) + (–2) =0 ( +2) + (–2) =0
+6 –6 =0 +12 - 12 = 0
2. Identificar a los elementos que cambian su número de oxidación en la
reacción.
Cu0
Cu+2
se oxida –2 e-
-6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6
N+2
N+5
se reduce + 3 e-
3. Se establecen las semireacciones de oxidación y reducción.
Cu0
- 2e Cu+2
( se oxida )
N+5
+ 3e N+3
( se reduce)
4. Se iguala el número de electrones perdidos con el número de electrones
ganados y viceversa.
3 ( Cu0
- 2e Cu+2
) 3 Cu0
- 6e 3 Cu+2
2 ( N+5
+ 3e N+3
) 2 N+5
+6e 2 N+3
5. Escribir los coeficientes obtenidos por oxidación y reducción en la ecuación
inicial
3Cu + 2H+1
N+5
O3
-2
3 Cu (NO3)2 + 2NO+ H2O
a) Colocar un tres donde el cobre tiene número de oxidación igual a cero.
b) Colocar un dos donde el nitrógeno tiene número de oxidación igual a
más cinco.
c) Colocar un tres donde el cobre tiene número de oxidación igual a más
dos.
d) Colocar un dos donde el nitrógeno tiene número de oxidación igual a
más dos.
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QUÍMICA II
6. Completar el balanceo por tanteo siguiendo con los elementos diferentes
del hidrógeno, seguir con el hidrógeno y comprobar con el oxígeno.
3Cu + 8 HNO3 3 Cu (NO3)2 + 2N O+ 4H2O
Utilizando los pasos anteriores, encuentra los números de oxidación de las
siguientes ecuaciones y determina cuál se oxida y cuál se reduce.
1) KCl + O2 KClO3
2) Ca + H3PO4 Ca3 (PO4)2 + PO + H2O
3) Al + Cr2O3 Al2O3 + Cr
4) SO2 + O2 SO3
5) Fe + O2 Fe2O3
6) ZnO + C Zn + CO2
7) C + Fe2O3 Fe + CO2
8) Li + N2 Li3N
9) I2O5 + CO I2 + CO2
10) N2O5 NO2 + O2
Ahora balance con todos los pasos las siguientes ecuaciones:
1) I2O5 + CO I2 + CO2
2) Al + Cr2O3 Al2O3 + Cr
3) C + Fe2O3 Fe + CO2
4) KCl + O2 KClO3
5) Ca + O2 CaO
6)K2Cr2O7 + KI + HCl KCl + CrCl3 + I2 + H2O
7)KClO3 KCl + O2
9) H2SO4 + KMnO4 + KCl K2SO4 + MnSO4 + H2O + Cl2
ACTIVIDADES DE AUTOAPRENDIZAJE
a) -.Balancea por el método de redox las ecuaciones siguientes:
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QUÍMICA II
1) H N O3 + Fe ==> Fe ( N O3 ) 2 + N O + H2 O
2) Asigna los números de oxidación a cada elemento:
H N O3 + Fe ==> Fe ( N O3 ) 2 + N O + H2 O
3)¿Qué elementos se oxida y cuál se reduce?
reduce
X ======> gana _#X____ e-
oxida
Y ======> pierde _#Y___ e-
4) intercambia los electrones que se ganan con los que se pierden.
reduce
# Y ======> gana _____ e-
oxida
# X ======> pierde ____ e-
5) el número de electrones que se pierden y se ganan, se anotan como
coeficientes en la ecuación en los compuestos que contienen a los elementos que
sufrieron cambios.
_#__ H N O3 + #___ Fe ==> #__ Fe ( N O3 ) 2 +# __ # N O + #__ H2 O
6) Continuar con el balanceo con el método de tanteo, sin alterar los coeficientes
ya encontrados.
_#__ H N O3 + #___ Fe ==> #__ Fe ( N O3 ) 2 +# __ # N O + #__ H2 O
7) Comprobar la cantidad de átomos en los reactantes y en los productos de esta
reacción.
b) -.Balancea por el método de redox las ecuaciones siguientes:
6)K2Cr2O7 + KI + HCl KCl + CrCl3 + I2 + H2O
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QUÍMICA II
2) Asigna los números de oxidación a cada elemento:
K2 Cr2 O7 + K I + H Cl ==> K Cl + Cr Cl3 + I2 + H2 O
3)¿Qué elementos se oxida(Y) y cuál se reduce (X)?
reduce
X ======> gana _#X____ e-
oxida
Y ======> pierde _#Y___ e-
4) intercambia los electrones que se ganan con los que se pierden.
reduce
# Y ======> gana _____ e-
oxida
# X ======> pierde ____ e-
5) el número de electrones que se pierden y se ganan, se anotan como
coeficientes en la ecuación en los compuestos que contienen a los elementos que
sufrieron cambios.
#__K2 Cr2 O7 + #__ K I + #__H Cl ==> #___ K Cl + #__Cr Cl3 +#__I2 +#__ H2 O
6) Continuar con el balanceo con el método de tanteo, sin alterar los coeficientes
ya encontrados.
#__K2 Cr2 O7 + #__ K I + #__H Cl ==> #___ K Cl + #__Cr Cl3 +#__I2 +#__ H2 O
7) Comprobar la cantidad de átomos en los reactantes y en los productos de esta
reacción.
Por medio de este balanceo tendrás la oportunidad de poner en práctica algunos
temas que aprendiste el semestre anterior en la signatura de matemáticas suerte.
Balanceo Algebraico: consiste en establecer una serie de ecuaciones a partir de
cada sustancia que participa en la reacción que se va a balancear.
Balancea la siguiente ecuación:
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QUÍMICA II
Fe + O2 Fe2O3
Se procede de acuerdo con las siguientes etapas:
• A cada sustancia se le asigna una letra, que corresponde al coeficiente
desconocido:
a Fe + b O2 c Fe2O3
• La ecuación para el Fe queda de la siguiente manera:
a = 2c
• Con estos coeficientes, se calculan las nuevas ecuaciones. Por ejemplo
para el oxígeno sería:
2b = 3c
• Se da un valor arbitrario a una de la literales, por ejemplo a = 10
Si a = 10; sustituyendo en la ecuación dos quedaría:
a = 2c
10 = 2c
10/2 = c
Si c = 5; sustituyendo en la ecuación uno quedaría:
2b = 3c
2b = 3(5)
2b = 15
En la ecuación química original se sustituyen las letras por los valores
obtenidos; quedando:
10Fe + 15O2 5Fe2O3
Para obtener coeficientes enteros multiplicamos ambos miembros de la ecuación
por dos y sacamos quinta. Finalmente queda:
4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
Continúa ahora resolviendo las siguiente
Balancea las ecuaciones por el método algebraico:
1) MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O
2) N2 + H2 NH3
3) C8H18 + O2 CO2 + H2O
4) Al2O3 + H2O Al (OH)3
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c = 5
b = 15

QUÍMICA II
5) I2O5 + CO I2 + CO2
Como compararías las actividades realizadas al inicio de este tema con lo que
acabas de aprender.
Descríbelo en una hoja hecha en computadora para que la presentes al grupo en
el momento de tu asesoría.
Resuelve estos problemas a partir de la información que se te da:
Problema 1
• Los hijos de Luis tienen, cada uno, una paloma.
• A su vez, cada hijo de Juan tiene una cotorra.
• Al hacer intercambio de mascotas entre ellos, cada dos hijos de Luis se
quedan con una cotorra, y cada hijo de Juan con una paloma, aunque un
número par de palomas sale volando y escapa.
• ¿Es verdad que Luis tiene el doble de hijos que Juan?
• ¿Es verdad que Luis tiene, por lo menos, cuatro hijos?
Problema 2
• Varios cazadores, con un perro y un rifle cada uno, son asaltados por unos
bandidos
• Cada bandido obtiene 3 perros y tres rifles
• Los cazadores, para protegerse, regresan a casa en parejas.
• ¿Cuál es el número mínimo de cazadores y bandidos que pudo intervenir
en esta historia?
Si puedes resolver estos problemas, entonces sabes balancear reacciones
químicas, pues están diseñados a partir de las siguientes reacciones no
balanceadas:
NaCN + CuSO4 Cu(CN)2 + Na2SO4
NaOH + Al H2 + Na3AlO3
Preguntas
¿Quién hace el papel del aluminio en la segunda adivinanza?
¿Y el del cianuro (CN), en la primera?
¿Puedes escribir ambas adivinanzas con tus propios símbolos, como se tratara
de una reacción química?
En efecto, el balanceo de reacciones tiene una estructura matemática idéntica a la
de una adivinanza. ¡No es nada fuera de este mundo!
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QUÍMICA II
PARA SABER MAS
Los procesos de oxidación-reducción y la lluvia ácida
El dióxido de azufre, el óxido de nitrógeno y dióxido de nitrógeno, productos de
desecho de las actividades humanas, se liberan en la atmósfera donde se
convierten en dos materiales fuertemente corrosivos: ácido sulfúrico (H2SO4) y
ácido nítrico (HNO3). Después, estos ácidos se disuelven en el agua atmosférica o
en los cristales de hielo y regresan a la tierra como precipitación ácida. En la
superficie de la tierra la lluvia ácida puede dañar las plantas y la vida animal,
favorece la corrosión de equipos de acero y erosiona los edificios y las obras de
mampostería.
Pero, ¿cómo se transforma el dióxido de azufre, el óxido de nitrógeno y el dióxido
de nitrógeno en ácido sulfúrico y ácido nítrico? Un cálculo rápido de los números
de oxidación indica que el responsable debe ser un proceso de oxidación-
reducción , puesto que el azufre y el nitrógeno tienen diferentes números de
oxidación en los gases de desecho y en los ácidos que resultan.
Si bien el proceso químico es algo complejo y todavía no está bien aclarado, los
científicos creen que estos procesos de oxidación se ven favorecidos por
especies reactivas presentes en la atmósfera que se conocen como radicales. Los
radicales son fragmentos de moléculas que no tienen octetos de electrones
estables alrededor de cada átomo. Más bien, un átomo posee un electrón sin
compartir, el cual hace a la especie inestable y muy reactiva. Los radicales
reaccionan con moléculas estables en un intento por ganar un electrón adicional y
llenar sus octetos. Uno de los radicales más importantes que se hallan presentes
en la atmósfera es el radical hidroxilo, OH-
. (Precaución: observe que éstos son
radicales hidroxilo, no iones hidróxido, OH-
.) Los radicales hidroxilo se forman en
la tropósfera en pequeñas concentraciones mediante el siguiente proceso:
O3(g) + luz ultravioleta O(g) + O2(g)
..
O(g) + H2O(g) 2.
OH(g)
Se cree que el hidroxilo y otros radicales favorecen la oxidación del dióxido de
azufre y los óxidos de nitrógeno (NO y NO2) a ácido nítrico.
Una vez que se lleva a cabo esta conversión en la atmósfera, todo lo que queda
son materiales ácidos que de alguna manera regresan a la tierra. Los agentes
acidificantes pueden regresar a la tierra como ”depositación seca” (gotitas) o
27

QUÍMICA II
pueden disolverse en la humedad atmosférica y regresar en precipitación (lluvia,
nieve o neblina).
Para concluir el tema de balanceo de reacciones, en el laboratorio de tu escuela o
en algún otro al que tengas acceso realiza la siguiente práctica. Puede ser
en equipo
Práctica no. 1
OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
♦ Objetivo
El alumno Investigará algunas reacciones de oxidación en metales.
INTRODUCCIÓN
El nombre asignado comúnmente a estas reacciones es el de REDOX, debido a
que se verifica una transferencia de electrones entre las sustancias participantes.
Para el átomo que pierde electrones, con el consiguiente aumento de su número
de oxidación, se OXIDA; en cambio el átomo que gana electrones, disminuyendo
su número de oxidación, se REDUCE.
♦ Material y Sustancias
• Diez tubos de ensayo de 13 x 100
• Una gradilla
• Un frasco de gotero
• Nitrato de zinc
• Nitrato de plomo
• Nitrato de cobre
• Granalla de zinc
• Municiones de plomo
• Municiones de cobre
♦ Procedimiento
1. Coloca una pieza de plomo en los tubos 1, 4 y 7.
2. Coloca una pieza de zinc en los tubos 2, 5 y 8.
3. Coloca cobre en los tubos 3, 6 y 9.
4. Añade 3 gotas de:
28

QUÍMICA II
• Nitrato de zinc en los tubos 1, 2 y 3
• Nitrato de plomo en los tubos 4, 5 y 6
• Nitrato de cobre en los tubos 7, 8 y 9
5. Espera alrededor de un minuto, observa cada metal y los cambios que se
efectúen.
Tubo Metal Solución Observación
1 Plomo Nitrato de zinc
2 Zinc Nitrato de zinc
3 Cobre Nitrato de zinc
4 Plomo Nitrato de plomo
5 Zinc Nitrato de plomo
6 Cobre Nitrato de plomo
7 Plomo Nitrato de cobre
8 Zinc Nitrato de cobre
9 Cobre Nitrato de cobre
Cuadro tomado de técnicas para el laboratorio de química en microescala.
Nota: Escribe las reacciones químicas originadas de la tabla anterior.
Una vez elaborada la práctica escribe en una cuartilla tus conclusiones principales
para presentarlas ante el grupo durante tu asesoría y entregarla tu facilitador.
CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS
En nuestras vidas diarias necesitamos realizar diferentes cálculos matemáticos
para saber comprar.
29

QUÍMICA II
Para cocinar un pastel necesitas saber cada uno de los elementos que intervienen
en el proceso, así mismo las cantidades. En química podemos predecir las
reacciones de manera cualitativa y cuantitativamente, te invitamos a que aprendas
a realizar dichos cálculos a través de este tema. ! Adelante!
Realiza las siguientes actividades
1. Escribe el nombre de los ingredientes así como las cantidades exactas que
ocuparías para elaborar:
a) Un pastel de zanahoria
b) Un litro de sopa de verduras
c) 1 Kg. de capirotada
2. Describe brevemente los procedimientos efectuados para realizar la
operación anterior.
3. Compárala con la de tus compañeros y analiza las coincidencias y
diferencias.
4. En equpo explica los motivos de las diferencias y coincidencias.
Para entender el tema de concentración es necesario que conozcas algunos
conceptos que a continuación se te presentan.
Masa molar, masa molecular o peso molecular, de un compuesto o una
molécula, es la suma de los pesos atómicos de los átomos que
intervienen en una fórmula.
Nota Importante. Por conveniencia y para facilitar las operaciones se utilizan los
pesos atómicos de los elementos en números enteros. Si la fracción decimal es
menor del 0.5 se forma el número entero inmediato inferior. Si la fracción
decimal es mayor del 0.5 se forma el número entero inmediato superior.
Ejemplo: H p.a. = 1.00797 se redondea a 1
O p.a. = 15.994 se redondea a 16
¿Cuál es el peso molecular del óxido de aluminio Al2O3?
30

QUÍMICA II
Elemento Peso atómico x No. de átomos
Al 27 X 2 = 54
O 16 X 3 = 48
102 u.m.a.
El Peso Molar del Al2O3= 102 u.m.a. (Unidades de Masa Atómica)
Una mol Es el peso molar de una sustancia expresada en gramos.
Elemento Masa atómica X No. de átomos
H2O H 1 X 2 = 2
O 16 X 1 = 16 .
18 u.m.a.
Peso Molar = 18 u.m.a. (Unidades de Masa Atómica)
1mol = 18 g
La materia la podemos expresar en moles, en gramos y en litros.
Reafírmalo con:
ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE
I. Calcula el P.M. de los siguientes compuestos:
a) HCl
b) Al (NO3)3
c) Pb (OH)4
d) Cr2 (SO4)3
e) K2Cr2O7
f) Ca3(PO3)2
g) MnSO3
Conversiones entre distintas unidades.
Ya definido el concepto de mol, ahora es necesario buscar la forma de convertir
esta unidad (mol) a las otras que mencionamos como el gramo, litro, moles,
número de átomos y moléculas que son las que más empleamos en nuestro
quehacer diario.
Manejaremos las siguientes:
1. Conversiones de gramos a moles y de moles a gramos
31

QUÍMICA II
2. Conversiones de mol a número de moléculas o átomos y viceversa.
3. Conversiones de litros a gramos y de gramos a litros.
1. Conversiones de gramos a moles.
n =
g n = número de moles
PM g = gramos de soluto
PM = Peso Molecular o Masa
Molar
Para convertir moles a gramos o viceversa, es necesario calcular primero la
masa molar de los compuestos en cuestión.
Ejemplo 1.
¿Cuántas moles se encuentran contenidos en 250 gramos de sal común
(NaCl)?
Na = 23 x 1 = 23
Cl = 35 x 1 = 35.
58 g
como 1 mol de NaCl equivale a 58 g de NaCl
X 250 g de NaCl
X = (1 mol de NaCl) ( 250 g de NaCl) = 4.312 moles de NaCl
58g de NaCl
Respuesta:
250 gr. de NaCl equivalen a 4.312 moles de NaCl
Ejemplo 2.
En 3.2 moles de alcohol etílico (etanol) ¿Cuántos gramos se encuentran
contenidos?
CH3 - CH2 - OH C = 12 X 2 = 24
H = 1 X 6 = 6
O = 16 X 1 = 16 .
46 u.m.a.
32

QUÍMICA II
como 1 mol de etanol equivale a 46 g de etanol
3.2 mol de etanol X
X = 3.2 mol x 46 g = 147.2 g
1 mol
Respuesta:
3.2 moles de etanol equivalen a 147.2 g de etanol
Construye una mole de conocimientos con.
I. Resuelve los siguientes problemas.
a) Calcule el número de moles de aluminio contenidos en 3.6 g de Al2O3 .
b) ¿Cuántas moles de ácido sulfúrico H2 SO4 hay en 0.125 kg del mencionado
ácido?
c) Determina la cantidad de moles que hay en 55 g de AgCl.
d) ¿Cuántos g de Na3PO4 se encuentran contenidos en 1.5 moles de esta
sustancia?
e) ¿Cuántos miligramos de K2SO4 hay en 0.00250 moles del sulfato?
f) ¿Cuántos gramos de azúcar (C12H22O11) existen en 1.3 moles de azúcar?
2. Conversiones de moles a número de moléculas o átomos.
Para realizar conversiones de gramos y moles a litros o viceversa, es necesario
conocer las confirmaciones experimentales de Avogadro.
Ley de avogadro: " Volúmenes iguales de diferentes gases a la misma
temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas "
He Cl2 O2
Una vez conocida la Ley de Avogadro, es necesario encontrar cuál es el
número de moléculas.
Fue hasta principios de siglo cuando se demostró que el valor del Número de
Avogadro es aproximadamente de 6.023 X 1023
moléculas por cada mol.
Ejemplo:
¿Cuántas moléculas se encuentran contenidas en 50g de Oxígeno?
33

QUÍMICA II
Se determina el peso molar:
O2 O = 16X2 = 32 g
como 1 mol de O2 equivale a 32 g O2
X 50 g O2
X = 1 mol de O2 x 50 g O2 = 1.56 mol de O2
32 g de O2
como 1 mol de O2 equivale a 6.022 X 1023
moléculas de O2
1.56 mol de O2 X
X = 1.56 mol de O2 X 6.023 X 1023
moléculas de O2 = 9.41 x 1023
moléculas de O2
1 mol de O2
Juega con Avogadro y resuelve la siguiente:
ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE
1. Obtén el número de moléculas que se encuentran contenidas en 68 gramos de
oxígeno?
2. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 1.5 moles de HBr?
3. Determina el número de moléculas que se encuentran contenidas en 50 gramos
de nitrógeno?
4. ¿Cuántas moles hay en 65x1023
moléculas de NaOH?
5. Calcula el número de moléculas que se encuentran contenidas en 62 gramos
de carbono?
6. ¿Cuántos gramos de CaBr2 están contenidos en 15.82x1023
moléculas?
7. Calcula el número de moléculas que se encuentran contenidas en 3.8 gramos
de Helio?
8. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 3.10 moles de Hidrógeno gaseoso
(H2)?
3. Conversiones de litros a gramos.
Para convertir de gramos a número de moléculas, se debe convertir primero a
moles.
Si una mol de un gas contiene el mismo número de moléculas que otra, bajo las
mismas condiciones de presión y temperatura, condiciones estándar o a TPN,
entonces una mol de un gas ocupará el mismo volumen que cualquier otro gas.
34

QUÍMICA II
De lo anterior se deduce que:
El volumen molar o volumen molecular: Es el volumen ocupado por una mol de
un gas bajo condiciones normales de presión (1atm.) y temperatura (0°C) teniendo
un valor de 22.4 litros.
¿Cuántos litros ocupan 75 g de Anhídrido carbónico (CO2)?
Se determina el peso molecular:
CO2 C 12 X 1 = 12
O 16 X 2 = 32
44 g
si 1 mol de CO2 = 44 g de CO2
y 1 mol de CO2 = 22.4 litros de CO2
entonces 44 g de CO2 equivale 22.4 lt de CO2
75 g de CO2 X
X = 75 g de CO2 x 22.4 lt de CO2 = 38.18 lt de CO2
44 g de CO2
Eleva tu volumen realizando:
Determina lo que a continuación se te pide:
a) Volumen en litros que ocupan 66g de N2O5 a TPN
b) ¿A cuántos litros equivalen 72g de CO a TPN?
c) ¿Qué volumen en litros está contenido en 85g de N2 en condiciones
normales?
d) ¿Cantidad de moles contenidas en 69 lt de Cl2O a TPN?
e) ¿Cuántos litros ocupan 1.65 moles de CO2 a TPN?
}
Los cálculos estequiométricos aplicados en una ecuación química quedan de la
siguiente manera:
2 H2 + O2 2H2O
4 g + 32 g 36 g H2O
44.8 lt + 22.4lt 2moles o 36 grs de H2O
2 mol + 1 mol 2 mol H2O
35

QUÍMICA II
Con la anterior ecuación química balanceada es posible realizar cálculos
estequiométricos:
a) GRAMOS
b) MOLES
c) LITROS
Observa los siguientes ejemplos:
• ¿Cuántos gramos de H2O se obtienen a partir de 7 gramos de oxígeno
utilizando la ecuación anterior?
Basándonos en 2H2 + O2 2 H2O
4 g + 32 g 36 g
tenemos que 32 g O2 producen 36 g H2O
7 g O2 X
7 g O2 x 36 g H2O = 7.875 g de H2O
32 g. De O2
• ¿Cuántos moles de H2 reaccionarán con 6 moles de oxígeno para obtener
agua?
Considerando que: 2 H2 + O2 2H2O
2 mol + 1 mol 2 mol
tenemos que: 2 moles H2 reaccionan con 1 Mol O2
X 6 moles O2
2 moles H2 x 6 moles O2
1 mol O2
• ¿Cuántos litros de oxígeno se requieren para reaccionar con 200 litros de
hidrógeno y obtener H2O?
De acuerdo a: 2 H2 + O2 2H2O
44.8 lt + 22.4 lt 2 moles
tenemos que 44.8 lt H2 reaccionan 22.4 lt O2
36
= 12 moles H2

QUÍMICA II
200 L H2 X
200 lt H2 X 22.4lt O2 = 100 lt de O2
44.8 lt H2
• Con 25 moles de O2 ¿Cuántos gramos de H2O se obtienen?
Según la ecuación
2 H2 + O2 2H2O
4 g + 32 g 36 g
2 mol + 1 mol 2 mol
tenemos que: 1 mol O2 produce 36 g H2O
25 moles O2 X
25 moles O2 x 36 g H2O =
25 moles O2
• Con 500 lt de H2 ¿Cuántos moles de H2O se obtienen?
En la siguiente ecuación:
2 H2 + O2 2H2O
2 mol + 1 mol 2 mol
44.8 lt + 22.4 lt 44.8 lt
tenemos que: 44.8 lt H2 producen 2 moles H2O
500 lt H2 X
500 lt H2 x 2 moles H2O =
44.8 lt H2
Demuestra que has aprendido y continúa resolviendo las
Balancea la ecuación por alguno de los métodos que ya conoces, determina
gramos, moles y litros de cada una de las sustancias.
37
22.3 moles H2O
900 g H2O

QUÍMICA II
H2 + Cl2 HCl
Moles
Grs.
Litros
a) ¿Cuántos gramos de HCl se obtiene a partir de 10g de Cloro?
b) ¿Cuántas moles de H2 reaccionan con 12 moles de Cloro para formar HCl?
c) ¿Cuántos litros de Cloro se requieren para reaccionar con 50 litros de
Hidrógeno y obtener ácido clorhídrico?
d) Con 12 moles de Cloro ¿Cuántos gramos de HCl se obtienen?
e) ¿Cuántos gramos de Cl2 necesitan reaccionar con 23 moles de H2 para
formar HCl?
Composición centesimal o porcentual.
% = A X 100
B
% = Porcentaje del componente en cuestión.
A = Componente considerado expresando sus partes en masa o volumen.
B = Masa Molar ( o masa molecular )
Analiza el siguiente caso:
Calcula el porcentaje en peso de los elementos que intervienen en el H2SO4
Pasos:
1. Determina la masa molar (PM):
H = 1 X
S = 32 X
O = 16 X
2 = 2 g
1 = 32 g
4 = 64 g
98 g/mol
2. Determinar el porcentaje de cada elemento, utilizando la siguiente regla de tres
simple:
PM compuesto 100%
Cantidad de elemento en la fórmula- X
38
Pesos atómicos.
H = 1
Cl = 35.5

QUÍMICA II
Tenemos que, para: H = 2 x 100 = 2.04 %
98
S = 32 x 100 = 32.65%
98
O = 64 x 100 = 65.31 %
98
total 100%
Lo anterior se cumple en el volumen "X" de H2SO4
La composición porcentual de un compuesto es la misma, independientemente de
la muestra que se tome para su análisis; por ejemplo: en el caso del agua ( H2O),
cuya masa molar es 18, en una gota, en un litro o mil litros, la relación centesimal
(%) es exactamente igual a 11.11% de H relación y 88. 8894 % de O.
Como se puede observar, la composición centesimal de un compuesto, se puede
calcular si se conoce:
a) La fórmula del compuesto.
b) La masa atómica de los elementos que la componen.
Comprueba tu porcentaje de aprovechamiento con:
Determina las composiciones porcentuales (%), para los siguientes compuestos:
a) H l
b) Au (NO3)3
c) Pb (OH)2
d) FeSO4
e) Na2Cr2O7
39

QUÍMICA II
f) Ca3 (PO 4)2
Problemas
1. El elemento más abundante en el mar (sin contar hidrógeno y oxígeno) es
el cloro: hay 19g. de este elemento en cada litro de agua de mar. Si el
volumen de los océanos es de 1.4 X 1021
litros.
a) Calcula la masa de cloro en el mar.
b) Indica a cuántos átomos corresponde
2. Imagina que, para fertilizar la tierra, un campesino tiene las siguientes 3
opciones:
Nitrato de amonio...........................................NH4NO3
Nitrato de sodio...............................................NaNO3
Amoniaco........................................................NH3
Si te olvidaras de otros parámetros económicos o técnicas y pensaras que el
mejor fertilizante es el que posee mayor porcentaje en peso de nitrógeno, ¿cuál le
recomendarías?
3. Calcula el porcentaje de humedad del Cloruro de sodio pentahidratado (NaCl
5 H2O)
ACTIVIDADES DE EVALUACIÓN
1. Determina las moles contenidas en:
a) 115g de HNO3
b) 50g de MgSO4
c) 0.7g de Al(OH)3
d) 210g de BaCl2
40

QUÍMICA II
e) 12.9g de Na2CO3
2. Calcula los gramos contenidos en:
a) 1.5 mol de K I
b) 6.7 mol de H2 S
c) 0.8 mol de Zn O
d) 75 mol de C O2
e) 0.1 mol de Cl2 O7
3. Determina cuantas moléculas se encuentran contenidas en:
a) 6g de N2
b) 3.2g de H2
c) 0.8g de O2
d) 15g de Cl2
4. Con la siguiente ecuación química:
N2 + H2 NH3
A) Realiza:
a) Balanceo por tanteo
b) Determinación de gramos
c) Determinación de moles
d) Determinación de litros
B) Resuelve
a. ¿Cuántos gramos de amoniaco se obtienen a partir de 5g de
Hidrógeno?
b. ¿Cuántos moles de nitrógeno reaccionarán con 4 moles de
hidrógeno para obtener amoniaco?
c. ¿Cuántos litros de hidrógeno se requieren para reaccionar con 175
litros de nitrógeno y obtener amoniaco?
d. ¿Cuántos gramos de amoniaco se obtienen con 18 moles de
hidrógeno?
5. Con la siguiente ecuación balanceada calcula los primeros 5 ejercicios:
3Cu + 8HNO3 3Cu (NO3 )2 + 2NO + 4H2O
a. ¿Cuántos moles de cobre reaccionan con 13 moles de HNO3 ?
b. ¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para producir 15 moles de
Cu(NO3)2?
41

QUÍMICA II
c. ¿Cuántos gramos de cobre son necesarios para producir 84 litros del gas
NO?
d. ¿Cuántos litros de NO se alcanzan a producir si reaccionan 120 gramos de
HNO3 con suficiente cobre ?
e. ¿Cuántos moles de H2O se alcanzan a producir si se produjeron 52
litros del gas NO?
6. Calcula el porciento de nitrógeno en la urea.
O
ll
CO (NH2)2 NH2 C NH2
7. Determina la composición porcentual de la morfina C17H19NO3
8. ¿ Cuál es la Fm. de un compuesto que arrojó lo siguientes datos: 1.99 g de Al
que se combinan con 1.76 g de O2 ?
¿ Cuál es el porcentaje de humedad en una molécula de sulfato cúprico
trihidratado
( Cu SO4 . 3H2O) ?
SOLUCIONES
La mayoría de los procesos químicos en la naturaleza se llevan a cabo en
solución; así tenemos que los nutrientes que absorben las plantas son
transportados en soluciones acuosas; también los medicamentos que se
administran por vía intravenosa.
42

QUÍMICA II
Entiéndase como solución, aquella mezcla homogénea de dos o más sustancias
una de estas sustancias se llama solvente y la otra soluto.
Soluto. Componente que se encuentra en menor cantidad y es lo que se disuelve.
Solvente. Aquél que existe en mayor cantidad y es lo que disuelve.
Para entender el tema de concentración de una manera mejor te invito a que
desarrolles las siguientes actividades:
1. En tu hogar utilizas una serie de soluciones anótalas.
2. De las soluciones que escogiste describe cual es el soluto y cual es
el solvente.
3. Lleva tus conclusiones a tu asesoría para intercambiar dicha
información con la de tus compañeros de equipo.
4. Ahora lee detenidamente la información que a continuación se te
presenta en esta antología.
Por ejemplo
Las soluciones existen en estado líquido, sólido y gaseoso; observa el siguiente
cuadro:
Solución Componentes Estado
Aire
Gas natural
Aleación
Agua de mar
Vinagre
N2 , O2 , H2 y CO2
CH4 y CH3 - CH3
Cu y Zn
H2O, NaCl y otras sales
H2O y CH3COOH
Gaseoso
Gaseoso
Sólido
Líquido
Líquido
Las soluciones pueden ser empíricas y valoradas, como lo muestra el siguiente
esquema:
43
HOMOGÉNEASELEMENTOS
SUSTANCIAS
PURAS
MEZCLAS
COMPUESTOS HETEROGÉNEAS
METALES NO
METALES
SOLUCIONES SUSPENSIONES
COLOIDALES
EMPÍRICAS VALORADAS
MATERIA

QUÍMICA II
Tipos de Soluciones:
Tipo de solución Soluto Solvente
Sólido
Sólido
Líquido
Gas
Sólido
Sólido
Sólido
Líquida
Sólido
Líquido
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Gaseosa
Sólido
Líquido
Gas
Gas
Gas
Gas
Las propiedades de las soluciones:
⇒ Deben ser homogéneas en toda su extensión.
⇒ No son sedimentables.
⇒ No se pueden filtrar
⇒ Si es colorida no debe perder su homogeneidad.
⇒ Sus partículas son inferiores a 1 nm= 0. 000 000 001 m =1x10-9
m.
Factores que afectan la solubilidad en las soluciones
Naturaleza del soluto y solvente: "Lo semejante disuelve a lo semejante". El
agua es considerado el disolvente universal, pero sólo disuelve a los compuestos
inorgánicos, y muy poco a los compuestos orgánicos, ya que estos se disuelven
en solventes orgánicos tales como: gasolina, éter, alcohol, cetona, etc.
44

QUÍMICA II
Temperatura: En la mayoría de las sustancias sólidas, al aumentar la
temperatura, aumenta la solubilidad como el azúcar; sin embargo, hay sustancias
que reaccionan al revés, o sea que su solubilidad disminuye al aumentar la
temperatura; éstas son: CaCr2O7, CaSO4, Ca(OH)2.
Presión: Aparentemente los cambios de presión no afectan la solubilidad de las
sustancias, esto es cuando un gas se disuelve en un líquido y que la solubilidad
del gas es directamente proporcional a la presión y a la temperatura.
Si se duplica la presión del gas en contacto con el líquido, la solubilidad del gas
también se duplica. Lo anterior lo observamos al destapar una botella de
champaña.
Soluciones empíricas
Las soluciones empíricas: Son aquellas en las cuales no se conoce la cantidad de
soluto ni de solvente, y se definen mediante términos como: concentrada, diluida,
saturada y sobresaturada. Estos términos nos dan una idea de la mayor o menor
cantidad de soluto.
Soluciones diluidas: Cuando la cantidad de soluto disuelta en el solvente es
muy pequeña. Ejemplo: 5 g de NaCl disueltos en 5 lt. de H2O.
Soluciones concentradas: Cuando hay muchas partículas de soluto disueltas
en el solvente. Ejemplo: 300g de azúcar disuelto en 1 lt de H2O.
Solución saturada: Son las que tienen la cantidad exacta de soluto que un
solvente puede disolver, se dice que en estas condiciones se encuentra en
equilibrio dinámico.
Solución sobresaturada: Son aquellas que contienen mayor cantidad de soluto
del que normalmente pueden disolver, en este tipo de soluciones se rompe el
equilibrio de disolución y el soluto se precipita al fondo. En este caso, ni
calentando la solución podemos disolver el exceso de soluto.
De los ejemplos de tu hogar que describiste en cual crees tú que se encuentran,
como diluidas, concentradas. Saturadas o sobresaturadas.
Coméntenlo en equipo y lleguen a una conclusión para exponerla frente al grupo.
Ahora por equipo en el laboratorio del plantel ó en cualquier otro espacio realiza
las siguientes prácticas:
Practica 2
45

QUÍMICA II
SOLUCIONES DILUIDAS
♦ Objetivo
El estudiante interpretará el concepto de soluciones diluidas.
INTRODUCCIÓN
La solución diluida es la que contiene una mayor proporción de solvente que de
soluto, en esta solución no se guarda un equilibrio.
• 6 vasos de precipitado de 250 ml.
• Una probeta graduada
• Una espátula
• Una balanza granataria
• Papel filtro
• Sal común
• Azúcar
• Pinol (limpiador de pisos)
• Polvo para preparar bebida refrescante sabor uva
• agua
♦ Procedimiento
1. Agrega 10 ml. a cada vaso.
2. Pesa 3 gramos de sal y 5 gramos de azúcar.
3. Mide 10 ml. de pinol.
4. En el primer vaso agrega una pequeña cantidad de sal y observa las
propiedades físicas del proceso. Agrega otra pequeña cantidad de sal y
observa. Repite una vez más.
5. Haz el paso anterior con azúcar.
6. En el tercer vaso agrega 2 ml. de pinol, posteriormente otros 3 ml. de pinol y
por último 5 ml. más, haciendo la observación de la sustancia cada vez que se
agregue el pinol.
7. Agrega una pequeña cantidad de polvo para preparar bebidas, y observa;
posteriormente agrega otra cantidad.
Práctica 3
SOLUCIONES SATURADAS
46

QUÍMICA II
♦ Objetivo
El estudiante aprenderá a preparar soluciones saturadas y sobresaturadas.
INTRODUCCIÓN
Soluciones saturadas son aquellas en que a una determinada temperatura un
solvente no puede disolver mayor cantidad de soluto es decir, contiene soluto
disuelto en equilibrio.
Solución sobresaturada-. Es aquella que a determinada temperatura contiene
mayor cantidad de soluto que el solvente puede disolver, es decir, con soluto no
disuelto.
• Cuatro vasos de precipitado de 250 ml.
• Una probeta graduada de 100 ml.
• Una espátula
• Una balanza granataria
• Papel filtro
• Sal común
• Azúcar
• Agua
♦ Procedimiento
1. Toma dos vasos de precipitados y agrega a cada uno de ellos 10 ml. de agua.
2. Pesa 15 gramos de sal y 20 gramos de azúcar.
3. Agrega al primer vaso pequeñas cantidades de sal hasta que ésta no se
disuelva en el agua y por diferencia de masas, determina la cantidad de sal
que se disolvió.
4. Repite el paso anterior pero con azúcar.
5. Calienta la solución del paso número 3 y agrega pequeñas cantidades de sal
hasta que ya no se disuelva. Enfría y observa.
Una vez realizadas las prácticas elabora en una cuartilla tus conclusiones para
exponerlas ante el grupo y entregarlas a tu facilitador.
Soluciones valoradas
Las soluciones valoradas son aquellas cuyas cantidades de soluto y solvente
tienen un valor determinado exacto, o sea una concentración exacta.
47

QUÍMICA II
a) Porcentual
b) Molalidad
c) Molaridad
d) Normalidad
a) Porcentual
Existen varias formas para expresar la concentración de las soluciones:
a) % en peso
c) % en volumen
d) Partes por millón
El porciento en peso se refiere al peso del soluto por cada 100 gramos de
solución.
Porciento en peso (%p) = Peso del soluto X 100
peso del soluto + peso del solvente
Ejemplo: Una solución al 5% de NaCl (5 g de Na Cl y 95 g de H2O).
Problema: ¿ Cuál es el % en peso de una solución que se ha preparado
disolviendo 15 g. de NaCl en 150 g de H2O?
% en peso = 15 g x 100
15 g + 150 g
% en peso = 15 g x 100
165 g
% en peso = 0.09 x 100
% en peso = 9.0%
La fórmula para determinar el porciento en peso surge (regla de tres):
El peso de la solución (solvente + soluto) 100%
El peso del soluto X
Porciento en peso (%p) = Peso del soluto X 100
peso del soluto + peso del solvente
Valora tus conocimientos elaborando las:
48

QUÍMICA II
a) Determina el porciento en peso de una solución preparada con 20g KCl en
200g H2O. (La densidad del agua = 1g/ml).
b) ¿Cuántos gramos de solución (solvente + soluto) al 5% en peso (soluto) de
Li2SO4 (Sulfato de Litio), se necesitan para tener 3.2g de Li2SO4 en solución?.
c) Si se desea preparar 100g de solución de NaOH al 19.7% en peso, ¿Cuántos
gramos de NaOH se necesitan?
d) Deseamos preparar 600g de solución con una concentración del 5%, calcula
qué cantidad de soluto necesita.
El porciento en volumen expresa el volumen del soluto con respecto al volumen
total de la solución.
Porciento en volumen (%v) = volumen del soluto X 100
vol. del soluto + vol. del solvente
Ejemplo: ¿Cuál es el porciento en volumen de una solución formada por 20 ml. de
etanol (CH3CH2OH) en 200 ml. de H2O?
% en volumen = 20 ml x 100
20 ml. + 200 ml.
% en volumen = 20 x 100
220
% en volumen = 0.09 x 100
% en volumen = 9.0%
Toma un respiro y con nuevos bríos y realiza lo siguiente:
a) Determina el % en volumen de una solución formada por 35 ml de metanol
(CH3OH) en 300ml de H2O.
49

QUÍMICA II
b) Si una solución está formada por 35ml de soluto y tiene una concentración del
1.2%, ¿Cuántos ml de solución tenemos?.
c) ¿Cuántos ml de H2S se necesitan para preparar 150ml de solución al 3%?.
d) Una solución está formada por 45ml de HClO en 0.5 litros de solución;
determina el % en volumen.
c )Partes por millón. Se refiere al número de miligramos de soluto disuelto por
cada kilogramo de solución.
Esta unidad se usa para expresar concentración de soluciones diluidas. A esta
unidad de concentración se le asignan las letras ppm.
ppm = ____mg de soluto_____
Kilogramo de solución
Para soluciones acuosas, un kilogramo de solución es aproximadamente igual a
un litro de solución; entonces se puede usar la siguiente relación:
ppm = mg de soluto
Litro de solución
Ejemplo: En una mezcla de 500 ml. de una solución acuosa que contiene 2.20
mg. de ión fluoruro.¿Cuál es la concentración de ion fluoruro en partes por millón?
Datos Fórmula
Soluto = 2.2 mg
Volumen = 500 ml = 0.5 lt
ppm = ¿
ppm = mg
lt
ppm = 2.2 mg
0.5 lt
ppm = 4.40 mg / Litros
La solución tiene 4.40 ppm de ion fluoruro.
Resuelve los siguientes problemas.
50

QUÍMICA II
1. Una muestra de 825 ml de agua contiene 3.5 mg de iones fluoruro. Calcule las
partes por millón de ion fluoruro en la muestra.
2. Calcule los mg de ion fluoruro en 1.25 litros de una muestra de agua que
contiene 4 ppm de ion fluoruro.
3. Calcule el número de mg de iones sodio en 1500 ml de una muestra de agua
que contiene 285 ppm de ion sodio.
4. Calcule las partes por millón de 2.7x10-3
mg de oro en 450 ml de agua del
océano.
5. Calcule los mg de soluto disueltos en 9.8 litros de agua del océano que
contiene 65 ppm de iones bromuro.
b) La Molalidad. Es un método gravimétrico para determinar la concentración de
las soluciones, ya que tanto el soluto como el solvente se expresan en unidades
de peso. La Molalidad es importante al estudiar las propiedades coligativas de las
soluciones como son el punto de ebullición o el punto de congelación.
La Molalidad expresa el número de moles de soluto por kilogramo de solvente. Se
representa por m y su fórmula es:
m = molalidad
n = No. de moles
Kg = kilogramo de solvente
Ejemplo: Encuentra la molalidad de una solución formada por 20 g de CH3OH y
150 g de H2O.
PM CH3OH = 32 g/mol
Soluto = 20 g de CH3OH
Solvente = 150 g de H2O = 0.150 Kg
n soluto = 20/32 = 0.625 moles
Sustitución: m = n = 0.625 = 4.167 mol/Kg
Kg 0.150
La solución es 4.167 molal CH3OH
Con muchas ganas harán las siguientes:
ACTIVIDADES APRENDIZAJE
51
m = _n___
Kg.

QUÍMICA II
a) Calcula la molalidad de una solución de HNO3 del 32.3% en peso.
b) Encuentra la molalidad de una solución que esta formada por 10g de
CH3CH2OH y 120g de agua.
c) Se prepara una solución con 125g de metanol (CH3OH) disueltos en 2,700 ml
de agua. Calcula su molalidad.
d) ¿Cuál es la molalidad de una solución que está formada por 20 moles de
alcohol propílico (CH3CH2CH2OH) disueltos en 3Kg de agua?
c) La molaridad es un método volumétrico para expresar la concentración de las
soluciones. Expresa el número de moles de soluto por unidad de volumen de
solución.
Su fórmula es:
M = Molaridad
M = n donde: n = g n = moles de soluto
v PM v = volumen de solución (Litros)
g = gramos de soluto
M = g PM = Peso molecular o Masa Molar
PM X V
Ejemplo: Encontrar la molaridad de una solución que contiene 30 g de NaOH
disueltos en agua, formando 2.5 Litros de solución.
Desarrollo:
g de NaOH = 30
Volumen de solución (v) = 2.5 lt.
Convertir 30 g de NaOH a moles :
1.-Determinar PM
2.-Convertir gramos a moles
3.- Sustituir moles en fórmula
4.- Realizar operaciones
M = ? PM:
52
Por lo tanto

QUÍMICA II
g = 30 g NaOH M = 30g Na = 26
PM = PM xV O = 16
V = 2.5 lt H = 1 .
40
P.M:
Na = 23 M = 30 g
O = 16 40g/mol x 2.5 lt
H = 1
40 M = 0.33 Moles/lt
Ejemplo: Se prepararon 380 ml. de una solución en la que se disolvieron 0.85
moles de KOH. ¿ Cuál es la molaridad de dicha solución?
Soluto = 0.85 moles
Volumen = 380 ml
Volumen = 380
1000
Volumen = 0.38 ml
M = n
v
M = 0.85 Moles
0.38 Litros
M= 2.23 moles
litros
La solución de KOH es 2.23 molar
Valora tus soluciones con:
a) ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 16g de CH3 – OH en 200
ml de solución?
b) ¿Cuántas moles se necesitan para preparar 1.25 litros de solución 0.10 molar
de yoduro de sodio NaI.
c) ¿Cuántos gramos se requieren para preparar 200 ml de una solución de
Mg(OH)2 0.5 molar?
53

QUÍMICA II
d) ¿Qué volumen de solución 0.9 molar se puede preparar disolviendo 3.6 moles
de KOH?
e) ¿Cuántos litros de solución 0.75 molar se preparan disolviendo 125 g de
CaBr2?
f) Obtén la molaridad de 300 mL de solución que contiene 250g de NaCl disueltos
en agua.
c) La normalidad es otro método volumétrico para expresar la concentración de
las soluciones. Expresa el número de Equivalentes-gramo de soluto contenidos en
un litro de solución, y se representa N
Su fórmula es:
N = Eq-g de soluto (E) o N = E
Litros de solución (V) V
Donde N = Normalidad
Eq-g = equivalente-gramo.
V = Volumen de solución (en Litros)
PM = Peso molecular
Eq-g = PM
cargas
Para entender la Normalidad es necesario tener en cuenta una unidad química
diferente al mol, este es el Peso Equivalente (Eq-g)
a) Peso equivalente para un ácido. Peso Eq-g = PM
No, H+
b) Peso equivalente para una base, Peso Eq-g = PM
No. (OH)-
c) Peso equivalente para una sal. Peso Eq-g = PM
No. cargas
Cargas es igual al número de cargas positivas o negativas de la formula.
Ejemplos:
Calcula el peso equivalente para:
54

QUÍMICA II
a) El ácido sulfuroso H2SO3
Eq-g = 82 = 41 H = 1 x 2 = 2
2 S = 32 x 1 = 32
O = 16 x 3 = 48
82
b) Hidróxido de Bario Ba(HO)2
Eq-g = 171 = 85.5 PM = Ba = 137 x 1 = 137
2 H = 1 x 2 = 2
O = 16 x 2 = 32
1 71
Eq-g PM = 171 = 85.5
No.(OH) 2
c) Sulfato de potasio K2SO4
Eq-g = 174 = 87 K = 39 x 2 = 78
2 S = 32 x 1 = 32
O = 16 x 4 = 64
174
Eq-g = PM = 174 = 87
No. Cargas 2
Nota: Para determinar el Número de cargas, se multiplica el subíndice de cada ión.
Ejemplos de Normalidad:
Si se prepararon 530 ml. de solución de KOH, en la cual se disolvieron 0.35
equivalentes de KOH. ¿ Cuál es la normalidad de la solución?
Datos Fórmula
Volumen = 530 ml
Volumen = 530
1000
Soluto = 0.35 Eq-g
Volumen = 0.53 lt
Normalidad = ?
N = No. de Eq-g
V
N = 0.35 Eq-g
0.53 lt
N = 0.66 Eq-g /litros
La solución de KOH tiene una concentración 0.66 N.
55
=

QUÍMICA II
¿Cuál es la normalidad de una solución, si tiene su volumen de 2500 mL y
contiene disueltos 40 gramos de H3PO4?
PM H3PO4
P = 31 X 1 =
O = 16 X 4 =
H = 1 X 3 =
31
64
3
98
Datos Fórmula
Volumen = 2500 ml
Volumen = 2500
1000
Volumen = 2.5 ml.
Soluto = 40g
Peq ácido = PM = 98 = 32.66g/ Eq-g
3 3
Normalidad = ?
N = E
V
1 mol Eq-g de H3PO4 ________ 32.66 g
X 40g
X = 40g X 1 = 1,22E
32.66
N = 1.22 E
2.5 lt
N= 0.48 Eq-g/lt.
La solución es 0.48 normal de H3PO4
Seguro que harás perfectamente las:
a) Calcula la normalidad de una solución de ácido fosfórico (H3PO4) que contiene
12.5 g disueltos en 400ml de solución.
b) Una solución de H2SO3 utilizó 10mL de dicho ácido para neutralizar 25 ml de
una solución 0.05N de KOH, ¿Cuál es la normalidad del ácido?.
c) Calcula la normalidad de una solución que tiene una concentración de 8g de
HNO3 por litro de solución.
d ) Calcula la normalidad de una solución que tiene una concentración de 26.5 g
de Na2CO3 por litro de solución.
56

QUÍMICA II
e) Prepara una solución 1 N de ácido sulfúrico. (V=1lt). ¿Cuántos gramos de
H2SO4 se necesitan?
ACTIVIDADES DE EVALUACION
Defina o explique los siguientes términos:
a. solución l. porcentaje referido a la masa
b. soluto m. partes por millón
c. solvente n. molaridad
d. líquidos miscibles o. normalidad
f. ley de Henry p. equivalente de un ácido
g. concentración q. equivalente de una base
h. solución saturada r. molaridad
i. solución no saturada s. propiedades coligativas
j. solución sobresaturada t. coloide
k. cristalización u. partículas dispersas
Diga cuál es la diferencia entre:
a. solubilidad y velocidad de disolución
b. solución no saturada y solución saturada
c. solución saturada y solución sobresaturada
d. miscible e inmiscible
e. partículas dispersas y medio dispersante
Tipos de soluciones
Clasifique las siguientes soluciones de acuerdo con los estados físicos del soluto y
del disolvente.
a. sal en agua
b. amoniaco en agua
c. café instantáneo en agua caliente
d. anticongelante agregado al sistema de enfriamiento de su auto
e. glucosa (un azúcar) en la sangre
f. alcohol en agua
g. cloro agregado al agua para purificarla
h. oxígeno disuelto en agua
i. dióxido de azufre, un contaminante, en el fluido que rodea las membranas
mucosas, como en su nariz y garganta.
j. azúcar en agua
Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas
Describa con sus propias palabras el proceso de purificación de un sólido
mediante la cristalización.
57

QUÍMICA II
¿Cómo determinaría si una solución está saturada, no saturada o sobresaturada?
Explique.
Coloides y suspensiones
Clasifique los siguientes coloides de acuerdo con los tipos posibles, dándole
nombre al coloide:
a. oro en agua c. espuma de jabón
b. nubes d. mayonesa
Se dispersan en agua dos sólidos, A y B. Se hace pasar un estrecho haz de luz a
través de A en el medio acuoso y no se observa una línea visible de luz, pero a
través de B en el medio acuoso, la trayectoria de la luz es visible. ¿Cuál de los
dos sólidos, A o B, forma un coloide y cuál una solución?
Hace aproximadamente mil años, se formó el delta de un río en el lugar donde
ahora está localizada la ciudad de Nueva Orleáns. Este delta es un conjunto de
depósitos de cieno que inicialmente se encontraban en dispersión coloidal en el
río Missisippi. Explique por qué el cieno del río se depositó en el punto donde éste
desemboca en el Golfo de México, que es agua salada.
Problemas
Porcentaje referido a la masa
Calcule el porcentaje de soluto en cada una de las siguientes soluciones acuosas:
a. 7. 25 g de cloruro de sodio en 95.0 g de solución
b. 25.2 g de carbonato de potasio en 100.0 g de agua
c. 3.88 g de cloruro de calcio en 90.0 g de agua
Calcule el porcentaje de soluto en cada uno de las siguientes soluciones:
a. 13.0 g de cloruro de sodio en suficiente agua para hacer 110 g de solución
b. 12.4 g de cloruro de bario en 80.7 g de agua
c. 0.155 g de fenol (C6 H6 O) en 15. g de glicerol
Calcule los gramos de soluto que deben disolverse en:
a. 350 g de agua para preparar una solución de sulfato de potasio al 15.%
b. 15. g de agua para preparar una solución de cloruro de sodio al 12.%
c. 275 g de agua para preparar una solución acuosa de nitrato de potasio al
10.%.
Calcule los gramos de agua que deben añadirse a:
a) 16. g de azúcar ( C12 H22 O11) para preparar una solución de azúcar al 20 %.
b). 4. g de yoduro de potasio para preparar una solución de yoduro de potasio al
1.9 %
58

QUÍMICA II
c) 6. g de nitrato de potasio para preparar una solución acuosa de nitrato de
potasio al 7.5 %
Calcule la cantidad de gramos de solución que se necesitan para tener:
a. 68.3 g de cloruro de sodio a partir de una solución acuosa de cloruro de sodio al
15 %
b.1.2 g de carbonato ácido de sodio a partir de una solución acuosa de carbonato
ácido de sodio al 6 %
c. 5 g de nitrato de potasio a partir de una solución acuosa de nitrato de potasio al
10. %
Partes por millón
Calcule las partes por millón de un soluto en cada una de las siguientes
soluciones acuosas. (Suponga que la densidad de una muestra muy diluida es
1.00 g/ml.)
a. 128 mg de iones sodio (Na+
) en 550 ml de una muestra de agua
b. 172 mg de iones potasio (K+
c.2.5 mg de iones aluminio (Al3+
) en 1.5 litros de agua del océano.
(sugerencias: la concentración del aluminio es independiente de los demás
iones presentes en el agua.)
Calcule las partes por millón del soluto en cada una de las siguientes soluciones
acuosas. (Suponga que la densidad de la muestra muy diluida de agua es 1 g/ml )
a. 225 mg de cloruro de sodio (NaCl) en 300 ml de una muestra de agua
b. 6.5 mg de potasio (K+
c. 2.7 x10-3
ml de oro (Au) en 450 ml de agua del océano
Calcule los miligramos de soluto disuelto en las siguientes soluciones acuosas.
(suponga que la densidad de la muestra de agua muy diluida es 1 g/ml)
a. 5.50 lt, de una muestra de agua que tiene 15 ppm de iones estroncio (Sr2+
)
b. 9.80 lt. de agua del océano que tiene 65 ppm de iones bromuro (Br)
c. 15 lt. de agua del océano que tiene 3.0 x 10-4
ppm de plata (Ag)
Molaridad
Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones acuosas:
a. 82.5 g de alcohol etílico (C2H6O) en 450 ml de solución
b. 2.65 g de cloruro de sodio en 40.0 ml de solución; también, calcule la molaridad
del Ion cloruro
c. 20.8 g de azúcar (C12H22O11) en 275 ml de solución
Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones acuosas:
a. 27. g de bromuro de sodio en 850 ml de solución ; calcule también la molaridad
de ion bromuro
59

QUÍMICA II
b. 12. g de cloruro de calcio en 640 ml de solución; calcule también la molaridad
del ión cloruro
c. 15 g de bromuro de bario en 1150 ml de solución; también calcule la molaridad
del ion bromuro
Calcule los gramos de soluto que se necesitan para preparar las siguientes
soluciones acuosas. Explique cómo se debe preparar cada solución.
a. 450 ml de una solución 0.110 M de hidróxido de sodio
b. 250 ml de una solución 0.220 M de cloruro de calcio
c. 100 ml de una solución 0.155 M de sulfato de sodio
Calcule los mililitros de solución acuosa que se requieran para tener los
siguientes compuestos :
a. 5.50 g de bromuro de sodio a partir de una solución 0.4 M
b. 7.65 g de cloruro de calcio a partir de una solución 1.40 M
c. 1.20 mol de ácido sulfúrico a partir de una solución 6. M
Calcule el número de mililitros de una solución patrón 15.4 M de ácido nítrico que
se necesita para preparar las siguientes soluciones diluidas de ácido nítrico.
Explique como se preparan las soluciones diluidas.
a. 1. litro de una solución 6. M de ácido nítrico
b. 1. litro de una solución 8 M de ácido nítrico
c. 500 ml de una solución 3 M de ácido nítrico
Calcule la molaridad de 500 mL de una solución de ácido sulfúrico que se prepara
a partir de las siguientes soluciones patrón de ácido sulfúrico:
a. 10. ml de ácido sulfúrico 17.8 M
b. 25. ml de ácido sulfúrico 17.8 M
c. 45. ml de ácido sulfúrico 17.8 M
Normalidad
Calcule la normalidad de cada una de las siguientes soluciones acuosas:
a. 9.50 g de hidróxido de sodio en 450 ml de solución
b. 210 g de hidróxido de bario en 500 ml de solución que se utiliza en reacciones
en donde se reemplazan ambos iones hidróxido
c. 65.5 g de ácido fosfórico en 250 ml de solución que se utiliza en reacciones en
las cuales se reemplazan los 3 iones hidrógeno
Calcule la normalidad de cada una de las soluciones acuosas
a. 18.2 g de ácido sulfúrico en 750 ml de solución que se utiliza en reacciones en
las cuales se reemplaza ambos iones de hidróxido
60

QUÍMICA II
b. 14.1 g de hidróxido de potasio en 625 ml de solución
c. 0.900 g de hidróxido de calcio en 830 ml de solución que se utiliza en
reacciones en las cuales se reemplazan ambos iones hidróxido.
Calcule los gramos de soluto que se necesitan para preparar las siguientes
Soluciones acuosas:
a. 350 ml de una solución 0.0100 N de ácido sulfúrico que se utiliza en reacciones
en las cuales se reemplazan ambos iones hidrógeno.
b. 145 ml de una solución 0.800 N de ácido fosfórico que se utiliza en reacciones
en las cuales se reemplaza los tres iones hidrógeno
c. 250 ml de una solución 0.0200 N de hidróxido de calcio que se utiliza en
reacciones en las que se reemplazan ambos iones hidróxido
Calcule los mililitros de solución acuosa que se requieren para tener los
siguientes compuestos. .
a. 75.0 g de ácido sulfúrico (H2 SO4) a partir de una solución 4.00 N que se
utiliza en reacciones en las que se reemplaza ambos iones hidrógeno
b. 1.85 g de hidróxido de bario a partir de una solución 0.0400 N que se utiliza en
reacciones en las cuales se reemplaza ambos iones hidróxido.
c. 0.500 g de hidróxido de calcio a partir de una solución 0.035 N que se en
reacciones en las que se reemplaza ambos iones hidróxido
Calcule la normalidad de las siguientes soluciones:
a. una solución 1.5 M de ácido sulfúrico que se utiliza en reacciones en las que
se reemplaza ambos iones hidrógeno.
61

QUÍMICA II
Identifica los siguientes conceptos en la sopa de letras.
1. Forma parte de una solución y se encuentra generalmente en menor
cantidad.
2. Forma parte de una solución y se encuentra generalmente en mayor
cantidad.
3. Es una propiedad física que tienen las sustancias.
4. La cantidad de soluto disuelta en el solvente es muy pequeña.
5. Estas soluciones tienen la cantidad exacta de soluto que un solvente
puede disolver.
6. Estas soluciones contienen mayor cantidad de soluto del que se pueda
disolver.
7. En estas soluciones no se conoce la cantidad de soluto ni de solvente, se
expresan como: concentrada, diluida, etc.
8. En las soluciones valoradas las cantidades de soluto y solvente tienen un
valor determinado exacto, o sea una ________________________ exacta.
9. Expresa el número de moles de soluto por unidad de volumen de solución.
10.Método volumétrico que expresa el número de equivalentes – gramo de
soluto contenidos en un litro de solución.
11.Se refiere al número de miligramos de soluto por cada kilogramo de
solución.
62

QUÍMICA II
SOPA DE LETRAS
A B S O L V E N T E C D D E F G H J P P M I J K A
Z Z Y X X V V U T T T S R R D Q P O O N N M L D L
A A A B B C C N E D E F G G I H I J K L M N A N O
V X Y O Z Y O Y X D X V V U L T S S R R Q R Q P P
U U Q Q R I R R A S S Q Q U U P P O O M U M N L L
A B B C C C D D E E F F F G I G H H I T I J J K L
A A A U B B I C C C D D D E D E E F A F G G G H I
Q Q L P P L O O N N N M M M A L L S K K J J J I N
R O R R A S S S T W W U U U V V V W W W X X X O Y
S B B M A A S O B R E S A T U R A D A Z Z Z I X Y
C C R D D E E E F F G H H I I J J K K K R C R S S
C O C B B B A A A Z Z Y Y X X X W W W V A U U T T
N C D D D D E E E F F F F G G H I J J R K K L M N
U U T T E M P I R I C A S R Q Q Q P T P O O N N M
V V W W W W X X X Y Y Z Z Y Y X X N W W V V U S U
M M M N N Ñ Ñ O O O P P Q Q Q R E R S S S T T O T
D A D I L I B U L O S L L L K C K I I I H H H L G
C C B B A A A B B B C C C D N D D E E E F F F U G
M O L A R I D A D I J K L O M M O O Q Q S S U T W
D D E E F F G G H J K L C L N N P P R R T T V O X
A B S O L V E N T E C D D E F G H J P P M I J K A
Z Z Y X X V V U T T T S R R D Q P O O N N M L D L
A A A B B C C N E D E F G G I H I J K L M N A N O
V X Y O Z Y O Y X D X V V U L T S S R R Q R Q P P
U U Q Q R I R R A S S Q Q U U P P O O M U M N L L
A B B C C C D D E E F F F G I G H H I T I J J K L
A A A U B B I C C C D D D E D E E F A F G G G H I
Q Q L P P L O O N N N M M M A L L S K K J J J I N
R O R R A S S S T W W U U U V V V W W W X X X O Y
S B B M A A S O B R E S A T U R A D A Z Z Z I X Y
C C R D D E E E F F G H H I I J J K K K R C R S S
C O C B B B A A A Z Z Y Y X X X W W W V A U U T T
N C D D D D E E E F F F F G G H I J J R K K L M N
U U T T E M P I R I C A S R Q Q Q P T P O O N N M
V V W W W W X X X Y Y Z Z Y Y X X N W W V V U S U
M M M N N Ñ Ñ O O O P P Q Q Q R E R S S S T T O T
D A D I L I B U L O S L L L K C K I I I H H H L G
C C B B A A A B B B C C C D N D D E E E F F F U G
M O L A R I D A D I J K L O M M O O Q Q S S U T W
D D E E F F G G H J K L C L N N P P R R T T V O X
63

QUÍMICA II
Para poner en práctica lo aprendido realiza la siguiente práctica en el laboratorio
de tu escuela o en cualquier otro. Puedes hacerla en equipo
Practica 4
SOLUCIONES VALORADAS
♦ Objetivo
El alumno preparará soluciones valoradas de concentraciones molares y
normales.
INTRODUCCIÓN
Como en las soluciones las cantidades de soluto y solvente varían, es necesario
especificar qué concentración presentan los solutos, mientras que las soluciones
porcentuales se expresan en unidades físicas; las de molaridad y normalidad, se
expresan en unidades químicas ya sea en mol y equivalentes gramo (Eq, g). En
una solución molar siempre se encuentra presente un mol de soluto por litro de
solución.
• Dos matraces aforados de 1 litro.
• Dos matraces aforados de 500 ml.
• Cuatro vasos de precipitado de 250 ml.
• Cloruro de sodio
• Azúcar
♦ Procedimiento
1. Prepara 500 ml. de solución de cloruro de sodio con una concentración de 0.3
M.
2. Prepara 500 mL. de una solución de azúcar con una concentración de 0.1 M.
3. Prepara 1 litro de solución de azúcar con una concentración de 0.03 N.
4. Prepara un litro de cloruro de sodio con una concentración de 0.01 N.
5. Registra las observaciones de cada uno de los pasos.
Una vez realizada la práctica elabora tus conclusiones en una cuartilla para
exponerla ante el grupo y entregarla tu facilitador
64

QUÍMICA II
TEORIAS DE ÁCIDOS Y BASES
¿Cómo limpia un jabón? (a) Una molécula de jabón o de detergente consta de dos
porciones bien diferenciadas: una de ellas muestra afinidad por el agua (hidrofílica:
“filos” significa amor), mientras que la otra es repelente al agua (hidrofóbica;
“fobia” significa odio), pero afín a las grasas. (b) El jabón estabiliza las gotitas de
aceite ya que las rodea con un conjunto de porciones hidrofílicas que no permiten
el acercamiento de otra gotita. (c) también una gota de agua suspendida en aceite
es estabilizada por el jabón. (d) Una mancha de aceite, con un poco de trabajo
mecánico, puede ser desprendida de la tela gracias a la acción del jabón. Para la
producción de jabón se utilizan ácidos y bases.
La mayoría de las personas conoce el término ácido, esto se debe a que algunas
frutas como los cítricos tienen sabor agrio. Los chiles en escabeche son ácidos
por el vinagre que contienen (ácido acético), las aspirinas también contienen ácido
acetilsalicílico, etc.
La palabra ácido proviene del latín acidus que significa agrio.
Por otra parte la palabra base o alcali es tan común, aunque la mayoría de los
productos de limpieza utilizados en nuestras casas son bases, como los
limpiadores con amonio o la sosa cáustica utilizada para destapar caños y eliminar
sarro.
La palabra álcali proviene del árabe AL-QALY, que significa “cenizas de plantas”
Desarrolla las siguientes actividades
1. De las diversas sustancias que tienes en tu hogar y en base a las
definiciones que acabas de leer elabora una lista de las que creas que son
ácidas y las que son bases o alcalinas.
2. Una vez elaborada la lista describe las características que presentan cada
una en cuanto a color, estado físico, olor o sabor, estos últimos los que
puedan ser olidos o probados.
3. Presenta tus respuestas durante la asesoría a tus compañeros de equipo y
compáralas.
4. Realiza una investigación bibliografica sobre los beneficios y usos de las
compuestos ácidos y los compuestos alcalinos en computadora y
preséntala a tu facilitador no mínimo de dos hojas.
5. Ahora lee detenidamente la información que sobre este tema contiene tu
antología y contesta las actividades de aprendizaje.
65

QUÍMICA II
Importancia de los ácidos y las bases
Tanto los ácidos como las bases son de gran importancia en las actividades
cotidianas; así tenemos que:
• Los agricultores entienden que es de suma importancia conocer la acidez o la
alcalinidad de los suelos, debido a que hay ciertas plantas que requieren de
un medio ácido para crecer.
• Ciertas sales como fosfatos, sulfatos, nitratos de amonio y de potasio son
utilizadas en la elaboración de fertilizantes indispensables en el desarrollo de
plantas necesarias en nuestra alimentación.
• La acidez y la alcalinidad de los suelos desempeñan un papel muy importante
en ciertos sistemas químicos, geológicos y biológicos.
• Algunos medicamentos como el ácido ascórbico y la penicilina se desarrollan
en medios ácidos.
• Muchos procesos industriales dependen en gran medida del control de pH.
• Especialistas en refinería de azúcar, cervecerías, fábricas de papel, telas,
alimentos, etc., necesitan conocer el comportamiento de los ácidos y las bases.
• En los procesos vitales resulta crítico la regulación del pH. Los siguientes
ejemplos señalan cómo la naturaleza realiza su trabajo:
El pH de la saliva es de 7.
El pH de la sangre es de 7.4 aproximadamente.
El pH del jugo gástrico es de 2.
El pH del sudor es de 7.
El PH de la orina es de 7
(ionización y disociación)
Para conocer más sobre los ácidos y las bases es necesario conocer algunos
procesos como: La disociación y la ionización.
Disociación: Es la separación de los iones existentes en una sustancia iónica
cuando se encuentran en solución acuosa, fundidos o en estado líquido. La
presentan sólo las sustancias que están unidas mediante el enlace iónico.
Ejemplo:
Disociación de NaCl y Na OH en H2O
NaCl--------en H2O------------> Na+1
(ac.) + Cl-1
(ac.)
66

QUÍMICA II
NaOH-------en H2O----------- > Na+1
(ac.) + OH-1
(ac.)
Los signos de los iones indican:
(+ ) deficiencia de electrones
(- ) exceso de electrones
Ionización: Es la formación de iones a partir de átomos o moléculas mediante la
transferencia de electrones; ésta la presentan sustancias con enlace covalente.
Ejemplo:
Ionización de H2SO4 y HNO3.
H2 SO4 + H2O (H3O) +1
ac + (HSO4)-1
ac
HNO3 + H2O (H3O)+1
ac +( NO3)-1
ac
Ionización del H2O
2H2O (H3O)+1
+ ( OH)-1
Teorías ácido - base
En esta parte nos ocuparemos de estudiar algunas de la teorías de los ácidos-
bases como son:
• Arrhenius
• Bronsted-lowry
• Lewis
Teoría ácido-base de Arrhenius:
Ácido.- Es toda sustancia que al estar en solución acuosa libera iones hidrógeno
H+
o bien iones hidronio (H3O)+
.
Base. Es toda sustancia que al estar en solución acuosa libera iones hidróxido u
oxhidrilo (OH) -1
.
Ejemplo: En ácidos
HCl ac H+1
ac + Cl-1
ac
En bases:
NaOH ac Na+1
ac + (OH)-1
ac
Teoría ácido-base de Bronsted-Lowry:
Ácido.- Es una sustancia capaz de donar un protón H+
.
Base.- Es una sustancia capaz de aceptar un protón H+
.
Ejemplo: (H2O)
HCN H+1
+ (CN)-1
67

QUÍMICA II
Ácido base
En los ácidos como el clorhídrico y el cianhídrico nos permite identificar a ciertos
aniones como bases, en las que se ve claramente que son aceptores de
protones, cuando la reacción se efectúa de derecha a izquierda (reacciones
reversibles).
Teoría ácido-base de Lewis:
Ácido.- Es cualquier especie capaz de aceptar un par de electrones.
Base.- Es cualquier especie capaz de donar un par de electrones.
Ácidos: Cationes.- H+1
, Ag+1
, Cu+1
, Mg+2
, Pb+2
, Fe+2
Neutros.- Metales, moléculas orgánicas con enlaces C=C
Bases. Aniones.- OH-1
. Cl-1
, SO4
−2
, NO3
-1
.
Neutros.- Alcoholes, moléculas orgánicas con enlaces C=C.
Comprueba lo sencilo de este tema realizando la siguiente:
ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE
Base + Ácido Sal + Agua
Ca(OH)2 + +
NaOH + +
Ba-(OH)2 + +
Fe(OH) 2 + +
NH4 OH + +
AgOH + +
Al(OH) 3 + +
KOH + +
68

QUÍMICA II
CONCEPTOS DE pH y pOH
Potencial de hidrógeno (pH) y potencial de hidróxido (pOH).
Son términos utilizados para determinar la concentración de iones (H)+1
y (OH)-1
en
una solución ácida o básica.
pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio en
la solución.
pH = -Log. (H3O)+1
o bién pH= Log. 1 .
H+1
pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido
de la solución.
pOH = -Log. (OH)-1
o bién pOH = Log 1 .
(O H)-1
Escala para determinar pH.
pH               
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Ácida Básica
(H)+1
(OH)-1
NEUTRO
De las fórmulas anteriores de pH y pOH se obtiene: pH + pOH = 14 y también
podemos calcular pH y pOH utilizando el despeje de la fórmula:
pH = 14 – pOH y
pOH = 14 - pH
Ejemplo:
69

QUÍMICA II
Una solución alcalina tiene una concentración de iones hidróxido de 0.001
Determinar su pH y pOH.
Datos Fórmula Resultados
[ OH ]-1
= 0.001
pOH = Log 1
[ OH ]-1
pOH = -Log 1
(0.001)
pOH = Log (1000)
pOH=3
pOH=3
pH + pOH = 14
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 3
pH = 11
pH = 11
Con seguridad para ti, es fácil realizar las siguientes:
1. Una solución acuosa tiene una concentración de 0.003 M de HCl.
Determina:
a) pH
c) pOH.
2. Si una solución acuosa de HNO3 tiene una concentración de 0.04 M. ¿Cuál
será su pH.?
3. El "Gatorade", una bebida popular para calmar la sed, tiene una concentración
de ion hidrógeno de 8 X 10−4
mol/l Calcula su pH y pOH.
4. Se midió el pH de la orina de Memo Clinton Russo, estudiante del 2do.
Semestre de la Especialidad de Técnico en Informática Agropecuaria del CBTa
197, éste fue de 5.4. Determina la concentración de iones hidrógeno de la
orina.
70

QUÍMICA II
Indicadores.
Para la determinación de pH de una solución se pueden utilizar ciertas
sustancias, generalmente orgánicas, que responden a los medios ácidos o
básicos con cambio de color. Estas sustancias son ácidos o bases débiles en las
cuales la forma molecular tiene un color diferente al de la forma iónica, estas
sustancias son conocidas como indicadores.
Para determinar un pH en el laboratorio se debe seleccionar un indicador
adecuado, ya que éste tiene un vire o cambio de coloración únicamente en cierto
rango de pH.
Para que pongas en práctica y reafirmes lo aprendido realiza la siguiente práctica
en el laboratorio de tu escuela o en cualquier otro, puede ser por
equipo.
Práctica 5
INDICADORES DE pH OBTENIDOS DE FLORES Y HORTALIZAS.
♦ Objetivo
El alumno aprenderá a obtener indicadores de pH de flores y hortalizas.
INTRODUCCIÓN
Para que la acidez o alcalinidad de una sustancia sea establecida correctamente,
se pueden emplear varios métodos, el más rápido y cómodo es empleando un
indicador universal comercial, con el fin de introducirlas como una tira de papel
tornasol e inmediatamente ver sus resultados en forma de cambios de color según
sea el grado de acidez o alcalinidad, aunque no son del todo exactos; para
determinar con exactitud el pH y pOH se utiliza el pH-metro (potenciometro).
• Una espátula
• Un vidrio de reloj
• Un matraz aforado de 250 ml.
• Dos matraces aforados de 50 ml.
• Dos vasos de 50 ml.
71

QUÍMICA II
• Dos vasos de 600 ml.
• Pipeta graduada de 10 ml.
• Agitador magnético
• Diez tubos de ensayo
• Una gradilla
• Una balanza de granataria
• Una parrilla eléctrica
• 100 ml. de alginato de sodio al 3%
• 500 ml de cloruro de calcio al 1%
• 50 ml de ácido clorhídrico al 0.1 molar
• 50 ml de hidróxido de sodio al 0.1 molar
• Agua destilada
• Betabel
• Bugambilia roja
• Flor de cempoatl
• Flor amarilla de tulipán
♦ Procedimiento
1. Pesa 100 g. de plantas, lávalas y hierve en 400 ml. de agua destilada, filtra el
extracto y enfria a temperatura ambiente.
2. Toma un volumen de 30 ml. de extracto y mézclalos con 20 ml. de una solución
de alginato de sodio al 3%.
3. Adiciona la mezcla gota a gota a 10 ml. de una solución de cloruro de calcio al
1%.
4. Durante la acción, mantén la agitación.
5. Al término de ésta, guarda la mezcla en el refrigerador durante 24 horas.
6. Después de este tiempo, las perlas formadas están listas para ser usadas
como indicadores de pH.
7. Observa las perlas e introdúce en un tubo de ensayo que contenga una
solución de ácido clorhídrico al 0.1 molar y observar el color.
8. Toma estas mismas perlas y colócalas en otro tubo de ensayo que contenga
una solución de hidróxido de Sodio al 0.1 molar y observa.
En una cuartilla elabora tus conclusiones preséntalas al grupo y a tu facilitador.
72

QUÍMICA II
NEUTRALIZACIÓN Y TITULACIÓN.
Es el proceso de transferir un protón de un ácido a una base. Durante este
proceso se produce un ácido nuevo y la sustancia que pierde el protón se
convierte en una nueva base.
HCl + NH3 NH4+1
+ Cl-1
ácido 1 base 1 ácido 2 base 2
En la reacción se observa que el HCl es un ácido porque cede protones y el NH3
es una base porque acepta protones.
El residuo que queda es el ion Cl-1
y es una base conjugada porque es un aceptor.
Se le llama base conjugada (a la base 2) porque proviene del ácido 1.
El ion (NH4)+1
es un ácido porque es un donador de protones y se le llama ácido
conjugado (al ácido 2) porque proviene de la base 1.
Al poner en contacto un ácido y una base se produce una reacción de
neutralización y el producto es una sal más agua
Ecuación General:
H X + MOH MX + H2O
ácido base sal agua
Frecuentemente, estas reacciones de neutralización se efectúan mediante un
proceso llamado titulación. Este procedimiento se emplea para conocer la
concentración de una solución (solución problema) y consiste en utilizar un ácido
o una base de concentración conocida (solución patrón) que se le va adicionando
a la solución problema, hasta alcanzar el punto de neutralización (equilibrio), el
cual se determina utilizando un indicador, que puede ser fenolftaleína, o
anaranjado de metilo, rojo neutro, etc.
¡Concéntrate ! y realiza ...
1) Enuncia la Teoría Acido-Base de Arrhenius.
73

QUÍMICA II
2) ¿En qué consiste la Teoría Acido-Base de Bronsted-Lowry?.
3) ¿Cuándo se forma un ácido y una base conjugadas?
4) Escribe nombres y fórmulas de algunos electrolitos ácidos fuertes.
5) Enseguida escribe nombres y fórmulas de algunos electrolitos ácidos débiles.
6) Anota la ecuación de ionización del agua.
7) ¿Cómo defines los términos pH y pOH?
8) ¿Qué valores de pH y pOH tienen las soluciones ácidas?
9) ¿Qué valores de pH y pOH tienen las soluciones básicas?
10)¿Qué es un indicador?
11)¿Qué desventajas presenta medir el pH con indicadores?
12)¿Qué otros métodos se utilizan para medir el pH de las sustancias?
13)¿Qué importancia tiene conocer el pH de las sustancias en la vida diaria?
14) Calcula el pH de las siguientes muestras:
a) De un suelo con una concentración de H+1
= 0.002
b) De orina con una concentración de H+1
= 9x10-7
c) De sangre con una concentración de H+1
= 7x10-8
Para saber mas
El ácido de los cielos
Hacia el año 1850, los científicos de Inglaterra observaron la presencia de
compuestos fuertemente ácidos en el agua de la lluvia. El término lluvia ácida
apareció por primera vez en 1872, en un libro titulado Air and Rain; The Beginning
of Chemical Climatology (Aire y lluvia) el inicio de la climatología química). Sin
embargo, su análisis sistemático no empezó antes de 1950 en el norte y
occidente de Europa. A mediados de los sesenta, era evidente que la precipitación
ácida estaba afectando los bosques de muchos países del norte y que el problema
se estaba extendiendo. Luego, en los setenta, los estudios indicaron que la
precipitación ácida también estaba cayendo sobre el norte de Estados Unidos y
Canadá.
74

QUÍMICA II
En la actualidad, muchos científicos prefieren hablar de depositación ácida, en
lugar de lluvía ácida; creen que el término “depositación ácida” describe mejor la
distribución de los materiales ácidos sobre vastas áreas geográficas mediante los
procesos naturales de vientos y precipitación. Independientemente del nombre, la
raíz del problema radica en los materiales ácidos que generan los humanos por su
forma de vida cotidiana. Estos materiales ácidos pueden estar dispersos como
sólidos que lleva el viento o como soluciones en precipitación (lluvia, nieve y
neblina). Para el propósito de este análisis, nos referimos a su dispersión
mediante la lluvia.
La lluvia ácida se define por lo regular como agua de lluvia que tiene un pH menor
que 5.65 ¿Por qué 5.65?. Porque, normalmente, el agua pura que se ha expuesto
a un aire que contiene dióxido de carbono (CO2) tiene pH cercano a 5.65. Este
nivel de pH se debe al CO2 que se disuelve en el agua para producir una pequeña
cantidad de ácido carbónico H2CO3:
CO2 (g) + H2O(g) H2CO3 (ac)
Este ácido carbónico es un ácido débil y se disocia para producir una pequeña,
pero importante cantidad de iones hidrógeno en solución acuosa:
H2CO3 (ac) H+
(aq) + H2CO3
-
(ac)
Observe que ambas ecuaciones representan las condiciones de equilibrio donde
sólo están presentes pequeñas cantidades de los productos. Entonces, cualquier
lluvia que tenga un pH menor que 5.65, debe contener materiales más ácidos que
el ácido carbónico contenido en el agua pura que se expone a la atmósfera.
En casos extremos, la lluvia ácida puede tener un pH tan bajo como 3.0 o 4.0 Pero
el pH promedio de la lluvia en el este de Estados Unidos se encuentra por lo
común a niveles de 4.1 a 4.5. Como puede imaginarse, la escala de pH es
logarítmica, lo cual significa que la lluvia con un pH de 4.65 es 10 veces más ácida
que la lluvia normal (pH de 5.65).
El análisis de la lluvia indica que el ácido sulfúrico (H2SO4) y el ácido nítrico
(HNO3) representan casi el 94% de la acidez de la lluvia ácida con pH bajo.
Estos ácidos son los productos finales de los procesos químicos que convierten al
dióxido de azufre, el óxido de nitrógeno y el dióxido de nitrógeno atmosféricos en
ácido sulfúrico y ácido nítrico respectivamente.
El SO2 forma finalmente H2SO4.
El NO ó NO2 forma finalmente HNO3
75

QUÍMICA II
Cuando estos ácidos regresan a la tierra en la lluvia ácida, pueden afectar el
ambiente de diversas maneras. La acidificación de los lagos y los arroyos pone en
peligro la vida acuática, en la que se incluyen las plantas acuáticas, los peces y los
animales que se alimentan de ellos. La acidificación de los suelos puede afectar el
crecimiento de árboles en los bosques. La lluvia ácida puede lixiviar los cationes
(especialmente Al+3
) del suelo, incrementado así la concentración de estos
cationes en los depósitos de agua.
Estos cationes, a su vez, pueden despojar a las plantas de los agentes deseables
o concentrar materiales nocivos en lagos y arroyos. Por último, la precipitación
ácida puede deteriorar los edificios y monumentos antiguos. Por ejemplo, se le ha
acreditado a la lluvia ácida la casi total destrucción de los frisos de mármol en el
acrópolis en Atenas, Grecia.
No será fácil acabar con la lluvia ácida. Las fuentes de los gases ofensivos están
profundamente arraigadas en la sociedad moderna. Diversas industrias tendrían
que modificar sus operaciones de manera radical, con un costo considerable,
para reducir sus emisiones de manera importante, además, a diferencia del efecto
invernadero y de la disminución del ozono, los efectos de la depositación ácida
tienden a ser regionales, siendo más evidente en el norte de Estados Unidos,
Canadá y áreas del norte de Europa. Por desgracia, los efectos de la lluvia ácida
no siempre son visibles donde se genera la contaminación. Por ejemplo, Canadá y
Nueva Inglaterra sufren a causa de las emisiones que se originan en las zonas
industriales de los estados centrales de Estados Unidos. Al igual que el efecto
invernadero y la disminución del ozono, los problemas de la lluvia ácida implican
aspectos tanto políticos como sociales y será difícil solucionarlos.
Pote en acción inmediatamente y en el laboratorio de tu escuela o en otro lugar al
que tengas acceso realiza la siguiente práctica. Pude ser por equipo.
Práctica 6
NEUTRALIZACIÓN
♦ Objetivo
El estudiante identificará al ácido ascórbico en una pastilla de vitamina C,
mediante la filtración y el cálculo estequiométrico.
INTRODUCCIÓN
Dos importantes grupos de sustancias, los ácidos y las bases, cada una por su
lado, producen al tacto dolor, ya que reaccionan con el agua del cuerpo humano
produciendo iones ya sea por disociación o ionización y estos lastiman en altas
concentraciones a los tejidos. Se conoce como neutralización, al hecho de poner
en contacto a un ácido con una base, éstas al reaccionar químicamente producen
76

QUÍMICA II
o dan lugar a una sal y agua, utilizando cantidades equivalentes, perdiendo las
propiedades originales.
• Un matraz erlenmeyer de 500 ml.
• Un agitador
• Una bureta de 100 ml.
• Un soporte universal
• Pinzas para bureta
• Agua destilada
• Fenolftaleína
• Pastilla de vitamina C de 500 mg
• Hidróxido de sodio 0.1 M
♦ Procedimiento
1. Coloca la pastilla de vitamina C en el matraz erlenmeyer
2. Agrega 10 ml. de agua destilada agitándola para desbaratar la pastilla.
3. Adiciona 2 o 3 gotas de fenolftaleína.
4. En una bureta coloca el NaOH 0.1 M.
5. Añade el hidróxido de sodio lentamente al matraz con agitación continua, hasta
la aparición de un color rosa permanente.
6. Anota las observaciones de cada paso.
Una vez realizada la práctica ya sea individual o por equipo elaboren en una
cuartilla las conclusiones principales para compararlas con los demás en la
asesoría presencial, entregando una copia al facilitador.
77

QUÍMICA II
II QUIMICA DEL CARBONO
Te invitamos a que te adentres en el interesante mundo del estudio del carbono y
de los compuestos que de él se derivan.
Estructura quimica
La química de los compuestos del carbono se denomina química orgánica. El
término “orgánica” significa que pertenece a organismos vegetales o animales;
pero en la actualidad se reconocen como compuestos orgánicos, todos aquellos
que contengan carbono a excepción de los compuestos carbonatados y el bióxido
de carbono estudiados dentro de la química inorgánica o mineral.
1. Concentrate detenidamente y trata de recordar todo lo que sabes sobre el
elemento llamado carbono.
2. Una vez que recordaste anotalo en forma de resumen en una hoja de
cuaderno.
3. Elabora en media hoja de papel bond y por medio de recortes de revistas o
periodicos las ideas principapales de tu resumén.
4. A continuación lee detenidamente lasiguienteología que se te presenta.
Carbono, de símbolo C, es un elemento crucial para la existencia de los
organismos vivos, y que tiene muchas aplicaciones industriales importantes. Su
número atómico es 6; y pertenece al grupo 14 (o IVA) del sistema periódico.
La masa atómica del carbono es 12,01115. Las tres formas de carbono elemental
existentes en la naturaleza (diamante, grafito y carbono amorfo) son sólidos con
puntos de fusión extremadamente altos, e insolubles en todos los disolventes a
temperaturas ordinarias. Las propiedades físicas de las tres formas difieren
considerablemente a causa de las diferencias en su estructura cristalina. En el
diamante, el material más duro que se conoce, cada átomo está unido a otros
cuatro en una estructura tridimensional, mientras que el grafito consiste en láminas
débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos.
78

QUÍMICA II
El carbono amorfo se caracteriza por un grado de cristalización muy bajo. Puede
obtenerse en estado puro calentando azúcar purificada a 900 °C en ausencia de
aire.
El carbono es un elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, aunque sólo
constituye un 0,025% de la corteza terrestre, donde existe principalmente en forma
de carbonatos. El dióxido de carbono es un componente importante de la
atmósfera y la principal fuente de carbono que se incorpora a la materia viva. Por
medio de la fotosíntesis, los vegetales convierten el dióxido de carbono en
compuestos orgánicos de carbono, que posteriormente son consumidos por otros
organismos.
El carbono amorfo se encuentra con distintos grados de pureza en el carbón de
leña, el carbón, el coque, el negro de carbono y el negro de humo. El negro de
humo, al que a veces se denomina de forma incorrecta negro de carbono, se
obtiene quemando hidrocarburos líquidos como el queroseno, con una cantidad de
aire insuficiente, produciendo una llama humeante. El humo u hollín se recoge en
una cámara separada. Durante mucho tiempo se utilizó el negro de humo como
pigmento negro en tintas y pinturas, pero ha sido sustituido por el negro de
carbono, que está compuesto por partículas más finas. El negro de carbono,
llamado también negro de gas, se obtiene por la combustión incompleta del gas
natural y se utiliza sobre todo como agente de relleno y de refuerzo en el caucho o
hule.
Ejemplos de la estructura átomica de los diferentes tipos de carbono:
Los átomos de carbono pueden unirse entre sí de diferentes maneras y formar
sustancias con propiedades muy distintas. En el diamante, los átomos constituyen
una red tridimensional que se extiende a lo largo de todo un cristal. Esta
79

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