Este documento presenta una guía de estudio para el curso de Química General I. La guía está dividida en tres partes: una introducción, actividades teórico-prácticas y actividades de laboratorio. La introducción detalla la organización de la asignatura y las normas. Las actividades teórico-prácticas presentan temas de interés y ejercicios para aplicar conceptos teóricos. Las actividades de laboratorio desarrollan experiencias vinculadas a conceptos teóricos para desarrollar destrezas mediante procedimientos

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QUÍMICA
GENERAL I
UNIVERSIDAD CATÓLICA DE
CÓRDOBA
Profesora: Zelaya María Gabriela

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PRESENTACIÓN
Esta guía de estudio está destinada a nuestros estudiantes de Química General I
procura transformarse en una fuerte herramienta de trabajo que facilite y mejore el
proceso de aprendizaje que empezamos a construir juntos desde ahora.
Deseamos que esta guía sea realmente de utilidad para ustedes y les permita
optimizar el esfuerzo y dedicación.
Está dividida en tres partes: una introducción, actividades teórico-prácticas y
actividades de laboratorio.
La introducción contiene la organización de la asignatura y en ella se detallan las
normas que nos permitirán proyectarnos hacia los objetivos propuestos.
Las actividades teórico prácticas presentan algunos enfoques sobre temas de
interés y los talleres que proponen ejercicios para reafirmar los conceptos teóricos
mediante su aplicación en la resolución de problemas.
Las actividades de laboratorio desarrollan las experiencias que se llevarán a cabo
en el laboratorio estrechamente vinculadas con los conceptos teóricos y que posibilitan
el desarrollo de importantes destrezas mediante procedimientos sencillos de uso muy
frecuente. Cada actividad de laboratorio tiene los materiales necesarios y sus objetivos
enunciados al comienzo, éstos constituyen capacidades o habilidades que deben lograr
luego de realizar las experiencias. La discusión previa ayuda a recordar conceptos
teóricos que se utilizarán en esa experiencia. Las Preguntas de Revisión sirven para
controlar la preparación lograda, que permitirá un mayor rendimiento de la experiencia
a realizar. El informe que se encuentra al final entrena en el registro de observaciones y
datos necesarios, y una vez completo permite evaluar el trabajo realizado además de
preparar las evaluaciones prácticas.
Les proponemos que nos acompañen en este viaje que compartiremos,
esperamos que el esfuerzo conjunto que vamos a realizar se manifieste en un verdadero
incremento de crecimiento personal, espiritual e intelectual.

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UNIVERSIDAD CATÓLICA DE CÓRDOBA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
ASIGNATURA: QUÍMICA GENERAL I
Año: 2014
OBJETIVOS GENERALES:
 Presentar a la Química como una construcción socio-histórica de carácter provisorio que
contribuye al mejoramiento de la calidad de vida de la sociedad.
 Desarrollar y fomentar una actitud científica socialmente comprometida.
 Reafirmar la necesidad de una formación integral que posibilite a nuestros estudiantes su
concientización como sujetos de cambio en todos los ámbitos de la sociedad.
 Impulsar una comunicación fluida y eficaz que permita facilitar el proceso de enseñanza y de
aprendizaje.
 Comprometer personalmente al estudiante en su formación integral, fortaleciendo su
responsabilidad y reafirmando el valor insustituible del propio esfuerzo para alcanzar los
objetivos propuestos.
 Desarrollar competencias y capacidades que propicien la autonomía de los estudiantes.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS:
 Utilizar adecuadamente el lenguaje propio de la Química.
 Expresar con claridad, fidelidad y completamente los conceptos de manera oral o escrita.
 Relacionar significativamente los conceptos para organizar y ampliar su propia red
conceptual.
 Interrelacionar permanentemente el universo ultramicroscópico de las partículas que no
vemos ni medimos con el universo macroscópico y los fenómenos que en él observamos y
medimos.
 Interpretar la información tanto cualitativa como cuantitativa que proporcionan fórmulas y
ecuaciones químicas.
 Aplicar una metodología estratégica y eficiente en la resolución de ejercicios que involucran
sustancias, ecuaciones químicas y soluciones.
 Desarrollar una organizada y eficaz metodología de estudio.
 Adquirir destreza, seguridad y organización para realizar técnicas simples de laboratorio.
 Valorar la importancia del compromiso personal en su proceso de aprendizaje.
 Realizar un aprendizaje reflexivo que fructifique en un incremento tanto de conocimientos
como de valores para la vida tales como tolerancia, solidaridad, respeto, honestidad,
sinceridad, humildad y paz.
CONTENIDOS:
SÍNTESIS CONCEPTUAL:
Química general I comienza revisando algunos conceptos básicos como los de sustancias y
mezclas y las características que los distinguen. Se analizan las sustancias aisladas cualitativa y
cuantitativamente. Luego se las incorpora en las reacciones químicas, se las clasifica y las
presenta mediante distintos tipos de ecuaciones que muestran la manera de comportarse de las
distintas sustancias que participan, y además se las analiza en cuanto a las cantidades de
sustancias que participan en ellas. Seguidamente se organiza la comprensión del comportamiento
de la materia en su estado gaseoso. Luego se trabaja con las soluciones para profundizar
respecto de sus cualidades como las relaciones de cantidades entre sus componentes. Finalmente
caracterizamos y clasificamos a los coloides.
PROGRAMA ANALÍTICO:
Unidad Nº1: Composición estructura y propiedades
Materia: Definición. Ley de conservación de la materia. Estados de físicos: Sólido, líquido y
gaseoso. Características generales. Cambios de estado. Clasificación de la materia según su

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composición.
Sustancias puras: Definición. Características generales. Elementos: Definición. Símbolos. Tipos.
Tabla Periódica. Compuestos: Definición. Fórmulas químicas. Tipos. Ley de la composición
constante.
Mezclas: Definición. Homogéneas: Características generales. Composición porcentual en masa.
Métodos de separación. Soluciones. Heterogéneas: Características generales. Composición
porcentual en masa. Pureza de una muestra sólida. Métodos de separación.
Energía: Una definición operacional. Tipos de energía. Conservación de la energía. Relación
materia- energía. Cambios físicos, químicos y nucleares. La dirección del cambio. Propiedades
físicas y químicas.
Fórmulas químicas y nombres de sustancias binarias y ternarias de uso corriente.
Partículas fundamentales de la materia: átomos, moléculas, iones. Masas de los átomos y de los
compuestos: Unidad de masa atómica. Escala de masas atómicas. Masa atómica promedio. Masa
fórmula. Masa Molecular. Número de Avogadro: su significado y utilidad. Concepto de mol. Masa
molar.
Ejercicios de aplicación: Componentes de la sangre binarios y ternarios más relevantes y algunas
de sus funciones.
Unidad Nº2: Estequiometría
Composición porcentual en masa de las sustancias: Manejo del porcentaje y su significado
específico. Fórmulas mínimas y moleculares. Fórmulas empíricas a partir de un análisis de
combustión.
Ecuación química: su significado. Balanceo de ecuaciones químicas. Ley de conservación de la
masa. Coeficientes estequiométricos: su significado y utilidad. Factores estequiométricos. Cálculos
de cantidades de reactivos y productos en moles. Cálculos de cantidades de reactivos y productos
en masa. Cálculos de cantidades de reactivos y productos en volúmenes gaseosos ideales.
Concepto de reactivo limitante y su importancia en los cálculos con ecuaciones químicas. Métodos
para la identificación del reactivo limitante: a-cálculos entre reactivos. b- cálculos entre reactivos
y un producto. c- la tabla ICF.
Rendimiento de una reacción química o un proceso. Rendimiento teórico y rendimiento real.
Porcentaje de rendimiento.
Ejercicios de aplicación: Cálculos con sustancias que se vehiculizan en la sangre. Cálculos con
procesos químicos que sufren algunas sustancias de interés biológico y ambiental.
Unidad Nº3: Las Reacciones químicas
Tipos de reacciones químicas. Los números de oxidación y reglas básicas para asignarlos.
Reacciones de combinación y descomposición. Reacciones de combustión. Tipos de solutos: No
Electrolitos y electrolitos (Fuertes y débiles).
 Reacciones de metátesis en solución acuosa:
 de neutralización,
 con formación de gas o electrolito débil,
 de precipitación. Reglas empíricas de solubilidad.
Ecuaciones formulares, iónicas totales y iónicas netas.
 Reacciones de oxido-reducción en solución acuosa. Procesos de oxidación y reducción.
Agentes oxidantes y reductores típicos de laboratorio.
 Reacciones de desplazamiento simple: Serie de actividad de los elementos: su utilización.
 Desplazamiento de hidrógeno.
 Desplazamiento entre metales.
 Desplazamiento de halógenos.
 Ecuaciones de oxido-reducción complejas:
Balanceo mediante el método del ión –electrón, en medio ácido y alcalino.
Ejercicios de aplicación: Algunos Electrolitos y no electrolitos en la sangre, su importancia y
función. Algunos ejemplos de distintos tipos de reacciones en los seres vivos y en el ambiente.

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Unidad 4: Estado gaseoso
Sustancias que se presentan como gases. Propiedades generales. Presión de un gas. Unidades
del Sistema internacional para la presión. Presión atmosférica y barómetro. Manómetro.
Leyes de los gases: Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro. Gráficos. Ley de la
Combinación de Volúmenes.
La teoría cinético-molecular aplicada a las leyes de los gases.
Ecuación general de los gases. Ecuación del gas ideal. Condiciones normales.
Cálculo de densidad de un gas mediante la ecuación del gas ideal.
Masa molar de una sustancia gaseosa.
Los volúmenes de gases en las reacciones químicas.
Mezclas de gases y la Ley de Dalton de las presiones parciales. Volumen de los gases en las
reacciones químicas recogidos en agua.
Distribución de velocidades moleculares y raíz de la velocidad cuadrática media. Difusión de los
gases.
Desviación del comportamiento ideal. Fuerzas intermoleculares. Gases reales. Ecuación de Van
der Waals.
Ejercicios de aplicación: Gases más importantes de la sangre.
Unidad Nº5: Soluciones y Coloides.
El proceso de disolución: una visión molecular en la nanoescala. Fuerzas intermoleculares.
Solvatación e hidratación de las partículas en solución. Factores energéticos y espontaneidad del
proceso. Velocidad de disolución y cristalización. Saturación. Solubilidad de las sustancias y su
relación con la temperatura Solubilidad de las sustancias y su relación con la presión.
Las soluciones y sus características cualitativas. Componentes: soluto y solvente. Tipos de
soluciones de acuerdo a: estado físico de los componentes, cantidad de soluto disuelto
(Saturadas, insaturadas y sobresaturadas). Tipos de solutos: no electrolitos, electrolitos fuertes y
débiles.
Las soluciones y sus características cuantitativas: Concentración de una solución y su
significado e importancia. Unidades de concentración físicas. Unidades de concentración químicas.
Diluciones: Interpretación del proceso de dilución. Factor de dilución y las ventajas de su
utilización. Preparación experimental de soluciones y diluciones.
Estequiometría de las reacciones en solución acuosa: Realización de cálculos
estequiométricos utilizando las soluciones y sus diferentes formas de expresión de la
concentración.
Las propiedades físicas de las soluciones: Diagrama de fases solvente-solución. Disminución
de la Presión de vapor y Ley de Raoult. Aumento del punto de ebullición. Descenso del punto de
congelación. Presión osmótica. Soluciones hipertónicas isotónicas e hipotónicas.
Las soluciones electrolíticas y sus propiedades físicas. Determinación de masas molares.
Destilación simple y fraccionada. Gráficas de Presión de vapor-composición de una solución ideal.
Desviaciones de la idealidad. Gráficas temperatura de ebullición-composición de una solución
ideal. Ley de Dalton y la composición del vapor. Concepto de plato teórico. Gráficas temperatura
de ebullición-composición de soluciones que forman azeótropos.
Coloides: Concepto. Propiedades: ópticas, cinéticas, eléctricas. Clasificación: según la afinidad de
las fases y según el estado de las fases. Estabilización: Agentes estabilizantes. Floculación.
Coagulación.
Ejercicios de aplicación: Concentración de distintas sustancias en sangre y su significado.
BIBLIOGRAFIA:
De lectura obligatoria:
BROWN y cols. Química: La Ciencia Central. Pearson Education. 9a edición. México 2004.
De consulta:

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WHITTEN K. y cols. Quimica General. Cengage Learning .Octava edición. México 2008.
MARTINEZ ALVAREZ y cols. Química Un proyecto de la American Chemical Society
Reverté.S.A.Barcelona España.2005.
PHILIPS JOHN S. Química conceptos y aplicaciones. Mac Graw Hill Interamericana. México. 2004.
MARTINEZ UREAGA J y cols. Experimentación en Química General. Paraninfo S.A. 1ª Edición.
Madrid. 2006.
BURNS Ralph A. Fundamentos de Química. Pearson Education. 3a edición. Mexico. 2003.
MOORE y cols. El mundo de la Química concepto y aplicaciones. Addison Wesley Longman. 2a
edición. México. 2000.
PETRUCCI Harwood. Química General. Prentice Hall Iberia. 7a edición. Madrid 1999.
MAHAN. Química curso universitario.Addison Wesley Iberoamericana. 4a edición 1990.
NELSON J, KEMP K. Laboratory Experiments For fifth edition Chemistry The Central
Science.Prentice Hall. New Jersey.1991
ROGERS. Glen E. Química Inorgánica. Mac Graw Hill Iinteramericana de España.1995.
JOURNAL OF CHEMICAL EDUCATION.
METODOLOGÍA:
Clases teóricas: Exposición dialogada procurando que los alumnos participen activamente.
Análisis conjunto de algunos ejercicios que permitan mostrar la utilización adecuada de los
conceptos requeridos. Trabajo grupal para analizar textos relacionados con los contenidos
conceptuales y la vida cotidiana que mejoren la lectura comprensiva y el aprendizaje cooperativo.
Organización de modelos conceptuales que reflejen el paso de la representación a la
conceptualización. Recursos: Transparencias color con imágenes, gráficos y esquemas;
presentaciones y animaciones en computadora, videos, CiberChem, juegos didácticos.
Actividades de laboratorio: Se realizan utilizando la guía de trabajos prácticos preparada por la
cátedra y se proponen procedimientos de laboratorio que se relacionan íntimamente con los
contenidos conceptuales y procedimentales para favorecer la comprensión de los mismos. Cada
dos alumnos reciben un cajón con el material de laboratorio y los reactivos necesarios para
realizar las experiencias propuestas en tiempo y forma adecuados.
Se propone a los alumnos para optimizar el tiempo y esfuerzo: realizar previamente Diagramas de
Flujo de los procedimientos a realizar en el laboratorio para permitir concentrar la atención en las
observaciones más importantes, responder previamente el cuestionario llamado Preguntas de
Revisión que ayuda a recordar los conceptos necesarios, completar los informes correspondientes
a cada práctico que permiten adiestrar en la recolección adecuada y el análisis de datos
experimentales y discutir el informe con el jefe de trabajos prácticos posibilitando la integración
de los conceptos y procedimientos.
Talleres: Se componen de una serie de ejercicios que pretenden afianzar la utilización adecuada
de los conceptos. Se propone su realización previa para posibilitar la discusión durante el trabajo
práctico.
Grupo de trabajo en la web: Se conformará un grupo, donde podrán conocer las novedades
semanales y realizar consultas.
Ayudantes-alumnos: Se entrenan en la preparación y puesta a punto de los trabajos prácticos
supervisados por un docente. Colaboran durante la realización de los prácticos ayudando a los
alumnos. Voluntariamente cooperan como tutores a cargo de un par de alumnos supervisados
por del docente titular.

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CALENDARIO DE ACTIVIDADES:
Las actividades propuestas pueden sufrir modificaciones que acompañen mejor al grupo de
estudiantes. Las clases teóricas(T) son de 1,5 hs y los Trabajos Prácticos( TP) de 3 hs tanto Taller
como Actividades de Laboratorio(Act Lab)
Sem/Clase Actividades
1ª T1: Presentación de la asignatura. Metodología. Criterios de evaluación.
T2: UN1: Revisión de conceptos básicos. Evaluación Diagnóstica: Taller1.
2ª TP1: Act. Lab 1: Determinamos composición porcentual de una mezcla.
T1: UN 2: Estequiometría. Composición % en masa, fórmula mínima y fórmula molecular.
T2: UN 2: Estequiometría de reacción.
3ª TP2: Sin práctico por feriado.
T1: UN 2: Reactivo limitante y rendimiento.
T2: Evaluación 1: TP 1 y Taller 1. Nomenclatura.
4ª TP 3: Taller 2: Estequiometría. Reactivo limitante y rendimiento.
T1: UN 3: Clasificación de reacciones químicas.
T2: UN 3: Ecuaciones formulares, iónicas totales y iónicas netas.
5ª TP4: Act.Lab 2 Clasificamos reacciones químicas.
T1: UN 3: Reacciones redox de desplazamiento simple. Serie de actividad.
T2: UN 4: Reacciones redox en medio ácido y alcalino.
6ª TP5: Taller 3 Reacciones químicas y Ecuaciones químicas.
T1: UN 4: Estado gaseoso.
T2: PARCIAL Nº1: Unidad 1,2 y 3. Ejercicios de aplicación.
7ª TP 6: Taller 4: Gases.
T1:UN 5: soluciones: unidades de concentración físicas porcentuales y ppm.
T2: UN 5:soluciones: unidades de concentración químicas. N ac-base y redox.
8ª TP 7: Act. Lab 3: Preparamos soluciones y diluciones.
T1: UN 5: Proceso de disolución. Solubilidad: factores que la modifican. Curvas.
T2: Evaluación 2: TP 2, 3,4 y5. Ejercicios.
9ª TP 8: Taller 5: Soluciones: manejo de concentraciones.
T1: UN 5: Propiedades físicas de las soluciones no electrolíticas y electrolíticas.
T2: UN 5: Ley de Raoult: Soluciones ideales y no ideales. Gráficos.
10ªTP 9: Taller 6: Diluciones y mezclas de soluciones.
T1:UN 5: Aplicaciones de las propiedades físicas de las soluciones.
T2: Evaluación 3: TP 6,7 y 8.
11ªTP10: Act.Lab 4: Resistencia Osmótica Eritrocitaria.
T1: UN 5: Estequiometría con soluciones.
T2: PARCIAL Nº2: Unidad 3,4 y 5.
12ªTP11: Taller 7: Estequiometría con soluciones.
T1: UN 5: Coloides. Clasificación.
T2: UN 5: Coloides. Propiedades.
13ªTP12: Act.Lab 5: Reacciones del Cobre y % de Rendimiento.
T1: Revisión.
T2: Integración.
14ªTP13: Recuperaciones.
Cátedra A y B
Parcial 1 Miércoles 24 de Abril
Parcial 2 Miércoles 30 de Mayo
Evaluación 1 Miércoles 3 de abril
Evaluación 2 Miércoles 09 de mayo
Evaluación 3 Miércoles 23 de Mayo
Recuperaciones Martes 19 de Junio

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GRUPOS DE TRABAJOS PRÁCTICOS:
Trabajo práctico Nº1: Act lab1:Determinamos composición porcentual de una mezcla.
Trabajo práctico Nº2: Taller 2: Estequiometría.
Trabajo práctico Nº3: Taller 2: Reactivo limitante y Rendimiento.
Trabajo práctico Nº4: Act lab 2: Clasificamos reacciones químicas.
Trabajo práctico Nº5: Taller 3: Reacciones químicas y Ecuaciones químicas
Trabajo práctico Nº6: Taller 4:Gases.
Trabajo práctico Nº7: Act lab 3: Preparamos soluciones y diluciones.
Trabajo práctico Nº8: Taller 5: Soluciones: manejo de concentraciones.
Trabajo práctico Nº9: Taller 6: Diluciones y mezclas de soluciones.
Trabajo práctico Nº10: Act lab 4: Resistencia Osmótica Eritrocitaria.
Trabajo práctico Nº11: Taller 7: Estequiometría con soluciones.
Trabajo práctico Nº12: Act lab 5: Reacciones del Cobre y % de Rendimiento.
Trabajo práctico Nº13: Recuperaciones.
CRITERIOS Y FORMAS DE EVALUACIÓN:
Los criterios que se consideran en todas las evaluaciones son:
 Claridad y fidelidad en la expresión oral y escrita de contenidos.
 Utilización adecuada del lenguaje propio de la Química.
 La comprensión de los conceptos manifestada en la utilización pertinente de los mismos.
 Las interrelaciones que se establezcan entre contenidos que pongan de manifiesto la
evolución de su red conceptual.
 La planificación y resolución organizada de ejercicios que evidencien la aplicación
comprensiva de conceptos y procedimientos.
 El compromiso revelado en su proceso de aprendizaje a través de actitudes que evidencien
su interés por avanzar independiente y progresivamente en su propia formación.
Los estudiantes serán evaluados en todo el proceso instructivo por los docentes en cuanto a:
- Contenidos conceptuales que se relacionan con el saber enlazado significativamente para
construir su propia red conceptual.
- Contenidos procedimentales que se relacionan con el saber hacer necesario para la
resolución de ejercicios y la comprensión de los procedimientos de laboratorio.
- Contenidos actitudinales que se relacionan con el saber ser y estar en la adquisición de
valores, que se demuestren mediante actitudes, como el respeto entre pares y con los
docentes, la honestidad, la cooperación, el esfuerzo por superarse, la participación en las
actividades propuestas, la responsabilidad manifiesta en el cumplimiento de las actividades
propuestas.
Los momentos de la evaluación se dividen en:
Evaluación Diagnóstica:
Tiene por finalidad conocer el manejo que el grupo de estudiantes tiene de los prerrequisitos.
Sirve además de autoevaluación y permite al estudiante tomar las medidas necesarias para
mejorar su rendimiento. Los contenidos que se evaluarán en esta oportunidad serán aquellos que
se desarrollaron durante el curso de ingreso dictado en nuestra facultad.
Evaluación Formativa:
Tiene por finalidad regular tanto el proceso de aprendizaje como el de enseñanza. Permite tanto al
docente como al alumno conocer mediante algunos datos que se registran la eficacia de las
estrategias implementadas para realizar cambios que sean lo más oportunos posible.
Modelos conceptuales (mapas, redes o esquemas)Se realizan en algunas clases teóricas en
las que se propone la discusión de un texto relacionado al temario trabajado. Se llevan a cabo en
grupos de 5-6 alumnos. Se entregan al docente para su revisión.
Discusión de informes: Permiten evaluar con el grupo de trabajo el desempeño en el
laboratorio. Posibilitan ajustar el registro de datos experimentales para poder extraer algunas
conclusiones.

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Buzón de sugerencias: Posibilita que los estudiantes pueden realizar permanentemente una
heteroevaluación objetiva de sus docentes. Permite ajustar el proceso a las necesidades del
grupo. Se implementará a través del grupo en la web.
Autoevaluaciones: Se realizan para estimular la capacidad de reflexionar acerca de su
desempeño. Se pretende mediante ellas incrementar el compromiso personal de los estudiantes
en su propia formación. Se incluyen en todas las evaluaciones escritas.
Recuperaciones: Pueden originarse en ausente o aplazo previo. Los ausentes deberán ser
justificados mediante certificado médico en un plazo máximo de 24 hs posteriores a la fecha de la
evaluación.
Se pueden realizar hasta 2 (dos) en caso de las evaluaciones prácticas. Previamente se propiciará
una reflexión entre el docente y el alumno. Las notas correspondientes se reemplazan por las
anteriores y debe alcanzarse promedio final de 4(cuatro). Los ausentes no modifican las notas,
salvo que luego de las recuperaciones previstas el alumno no acredite nota alguna se transforman
en 0 (cero).
Sólo un parcial (ausente justificado o aplazo) debiendo alcanzar promedio de 4 (cuatro).La
modalidad será semejante a las realizadas con anterioridad. Las fechas previstas para las mismas
figuran en el cronograma de actividades.
Evaluación Sumativa:
Tiene por finalidad acreditar el progreso alcanzado por el estudiante. Consta de:
Evaluaciones prácticas: Incluyen preguntas para explicar definiciones o procedimientos por
escrito, optar falso o verdadero con justificación de la respuesta; para establecer relaciones o
diferencias, para completar frases con sentido y tablas con datos relacionados, diagramas de flujo
de procedimientos y ejercicios numéricos relacionados con los contenidos conceptuales
desarrollados previamente. Estas evaluaciones son tres y se deben aprobar con nota de 4(cuatro)
o superior por lo menos dos de ellas y alcanzar un promedio general de 4(cuatro) entre todas las
notas.
En cada TP el estudiante debe responder 3(tres) preguntas que se extraen de las Preguntas de
revisión en caso de Actividad de Laboratorio y en caso de Taller cálculos simples referidos a los
conceptos que se necesitan. Se califican como aprobado o reprobado. Para aprobar deben
responder correctamente 2(dos) de ellas.
Evaluaciones parciales: Se estructuran de manera semejante a las evaluaciones prácticas
profundizando en el manejo de los contenidos y la agilidad en la resolución de ejercicios. Se
realizan 2(dos) parciales escritos que deben aprobarse con nota de 4(cuatro) o superior.
Examen final: Permite conocer la evolución integral alcanzada por el estudiante en el manejo de
los contenidos y aporta información valiosa para regular los procesos de enseñanza y aprendizaje.
Tiene carácter acreditativo puesto que habilita en el camino hacia la titulación buscada. Implica
una responsabilidad frente a la sociedad por la formación del estudiante que acredita la
asignatura.
En todos los casos mencionados y en cualquier momento del examen (comienzo desarrollo o
final) será condición excluyente el manejo Fórmulas y nombres de compuestos correctamente
escritos en caso contrario se dará por finalizado el examen.
Según la condición alcanzada por el alumno presenta las siguientes variantes:
- Práctico: Acceden a él los alumnos que cumplimentaron las condiciones de regularidad. Es
escrito y de modalidad semejante a las evaluaciones escritas realizadas. Aproximadamente el
50 % corresponde a fundamentos y procedimientos y el 50 % restante a ejercicios numéricos
de todos los prácticos realizados. Es requisito mínimo para aprobar responder correctamente
un 50% de ejercicios numéricos y 50 % de la parte teórico-práctica. Luego de aprobar se
accede al examen teórico.
- Teórico: Acceden directamente a él los alumnos que cumplimentaron las condiciones de
regularidad y de promoción de prácticos o que aprobaron el examen práctico. Se realiza de
manera combinada (escrito y oral) mediante tarjetas que contienen 4 temas seleccionados de
entre todas las unidades del programa desarrollado. Luego de realizar la elección de la tarjeta
el estudiante dispone de algunos minutos para organizar por escrito (incluyendo fórmulas
químicas, ecuaciones químicas, ejemplos y gráficos) su exposición oral que debe ser clara y

10. 10
fluida.
- Coloquio: Acceden directamente a él los alumnos que cumplimentaron las condiciones de
regularidad, promoción de prácticos y promoción de teóricos. El temario es abreviado
incluyendo generalmente aquellos temas no evaluados en parciales y algunos otros
seleccionados. El temario se publicará por transparente y en grupo web con la debida
anticipación. Se realiza de manera combinada escrito y oral.
CONDICIONES PARA OBTENER LA REGULARIDAD:
Asistencia: Clases teóricas: 65%. Clases prácticas 65 %.
Evaluaciones Prácticas: Promedio de 4 (cuatro) o superior entre todas las notas, con o sin
recuperación. Las notas de las recuperaciones se reemplazan por ausente justificado o aplazo. 50
% de los interrogatorios previos a cada TP aprobados. Informe de vinculación con proyecto de
RSU DAR ES CONTINUAR aprobado.
Evaluaciones Parciales: Promedio de 4 (cuatro) o superior, con o sin recuperación. La asistencia
a los exámenes parciales es obligatoria en caso contrario será evaluado como examen reprobado.
Sólo se podrá recuperar aquel parcial que se justifique la inasistencia mediante certificado médico
dentro de las 24 hs posteriores a su realización. Se podrá recuperar sólo un parcial, por aplazo o
ausente, de tal modo que si el primer parcial está aplazado y el segundo ausente el alumno estará
libre.
CONDICIONES PARA OBTENER LA PROMOCIÓN:
En Prácticos: Asistencia 80%. Regularidad. Promedio final de las 3 (tres) evaluaciones prácticas
de 7 (siete) con ninguna nota menor a 5(cinco). Sólo una recuperación que se promediará con las
notas anteriores. 70 % de los interrogatorios previos a cada TP aprobados Informe de vinculación
con proyecto de RSU DAR ES CONTINUAR con nota no menor a 7 (siete). Concepto general de
desempeño del alumno muy bueno.
En Teóricos: Asistencia 80%. Regularidad. Promoción de prácticos. Parciales aprobados cada
uno de ellos, con nota de 7(siete) o superior.
EXAMEN FINAL:
Alumno promocionado: Rinde directamente un coloquio en las fechas de examen establecidas.
La promoción se conserva durante 2 turnos de exámenes posteriores a haber cursado la
asignatura. (Noviembre-Diciembre y Febrero).
Alumno promocionado sólo en prácticos: Rinde examen teórico que incluye todas las
unidades del programa. Se realiza de manera combinada (escrito y oral) mediante tarjetas que
contienen 4 temas seleccionados de entre todas las unidades del programa desarrollado. La
promoción se conserva durante 2 turnos de exámenes posteriores a haber cursado la
asignatura.( Noviembre-Diciembre y Febrero)
Alumno regular: Rinde examen práctico escrito cuyo requisito mínimo para aprobar es responder
correctamente un 50% de ejercicios numéricos y 50 % de la parte teórico-práctica. Luego accede
al examen teórico que incluye todas las unidades del programa como se indica en el caso anterior.
Nota final: Corresponderá a la evaluación integral del alumno.

11. 11
ESQUEMA CONCEPTUAL DE QUÍMICA GENERAL I

12. 12
ACTIVIDADES
TEÓRICO
PRÁCTICAS

13. 13
Cuando se conduce un automóvil, el combustible se combina en forma explosiva con el
oxígeno gaseoso para dar dióxido de carbono, vapor de agua y una determinada cantidad de
energía. Esto es un ejemplo de una reacción química común pero muy importante.
Durante una serie de reacciones complejas que se producen en las células del cuerpo, la
glucosa y otras sustancias semejantes contenidas en los alimentos, se consumen (metabolizan) al
reaccionar con oxígeno y producir dióxido de carbono y vapor de agua, que se exhalan al respirar.
Ambas reacciones son similares en varios aspectos. En los dos casos un compuesto que
contiene carbono reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono y agua. Ya sea dentro de
las células o en el motor de un automóvil o en un lugar abierto, las sustancias reaccionan y
producen nuevas y diferentes sustancias. Cuando se comprende lo que está sucediendo, se
encuentra que las reacciones químicas son predecibles.
En toda reacción química no se crean ni se destruyen átomos, sino que se reorganizan para
formar sustancias diferentes. En todos los casos, la materia se conserva y no hay cambios en la
masa total.
Ya que las ecuaciones químicas representan lo que sucede al producirse una reacción
química para poder escribir ecuaciones químicas es preciso familiarizarse con las
fórmulas químicas y lo que ellas representan.
REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas tienen lugar cuando las sustancias sufren cambios fundamentales
de identidad; una o varias sustancias se consumen mientras se forman otras sustancias distintas.
La combustión de la nafta y de la glucosa son ejemplos. A las sustancias presentes al inicio
de la reacción, es decir los materiales de partida, se les llama reactivos, y a las sustancias que
produce la reacción se les conoce como productos.
Las ecuaciones químicas se emplean para representar, mediante símbolos lo que sucede
durante la reacción.
La reacción de la glucosa con oxígeno durante el metabolismo puede escribirse como
ecuación química en palabras o símbolos (fórmulas químicas).
Glucosa + Oxígeno  Dióxido de carbono + Agua
LA ECUACION QUIMICA

14. 14
C6O6H12 + 6 O2 (g)  6 CO2 (g) + 6 H2O(g)
Los reactivos aparecen en el lado izquierdo de la ecuación, separados por el signo de adición (+)
que se lee “reacciona con”. Los productos se hallan en el lado derecho de la ecuación.
Una flecha (), que se lee “produce”, separa los reactivos de los productos. Si bien la ecuación
química se puede escribir con palabras, la ecuación escrita con fórmulas químicas proporciona
mucha más información tanto cualitativa como cuantitativa.
Con frecuencia se usan símbolos especiales en las ecuaciones químicas, para proporcionar
información específica acerca de las sustancias que intervienen, o de las condiciones de reacción.
Se puede designar con (g), seguida de la fórmula, a las sustancias que existen como gases en el
momento de la reacción, como vimos en la ecuación que representa la combustión de la glucosa.
Los símbolos (s) y (l) sirven para identificar sólidos y líquidos, respectivamente. A una sustancia
que participa en la reacción en solución acuosa se le puede identificar mediante el símbolo (ac) en
la ecuación.
En ocasiones se coloca una letra griega delta mayúscula () arriba o debajo de la flecha para
indicar que se requiere calor para iniciar la reacción.
En ciertos casos se agrega una sustancia para acelerar una reacción que de otra manera ocurriría
con gran lentitud o no ocurriría. Esta sustancia llamada catalizador se muestra sobre la flecha, y
no se consume durante la reacción. Las enzimas son catalizadores especiales que el cuerpo
humano fabrica y utiliza, para todas y cada una de las reacciones que ocurren durante el
metabolismo.
¿ECUACIONES QUÍMICAS BALANCEADAS?
Una reacción química se puede representar mediante una ecuación de palabras, para
indicar la identidad de los reactivos y productos, pero la ecuación química, que emplea símbolos
proporciona esta información además de las fórmulas y las cantidades proporcionales de todas
las sustancias que intervienen.
Como podemos apreciar en la ecuación de la combustión de la glucosa, la ecuación química
resume, de manera simbólica, lo que está sucediendo.
La ecuación química, desgraciadamente no dice todo lo que podría ser necesario conocer
acerca de una reacción. No indica con qué rapidez tiene lugar la reacción, no muestra cuánto
calor u otra forma de energía se produce o se requiere para que ocurra la reacción, no muestra el
REACTIVOS PRODUCTOS

15. 15
aspecto de reactivos y productos durante la reacción, ni siquiera dice si la reacción va a efectuarse
en realidad.
Para comprender lo que ocurre durante una reacción suele ser útil visualizar lo que está
sucediendo a nivel atómico o molecular. Una ecuación química contiene mucha información de
este tipo.
Por ejemplo el magnesio metálico arde en oxígeno produciendo un polvo blanco óxido de
magnesio. En el nivel atómico y molecular, esta ecuación indica con fórmulas, que dos átomos de
magnesio reaccionan con una molécula de oxígeno para producir dos unidades fórmula de óxido
de magnesio. (No se emplea aquí el término molécula porque el enlace es principalmente iónico)
2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO (s)
2 átomos de Mg + 1 molécula de O2  2 unidades fórmula de MgO
El dibujo puede ayudar a visualizar lo que sucede en este nivel. En una reacción química no
se pierden ni se ganan átomos; la materia se conserva.
En consecuencia en una ecuación química, el número de átomos de cada elemento
representado en reactivos o productos, deberá ser igual, los átomos están balanceados.
Ahora elevaremos la escala de las proporciones por un factor de 12. Doce objetos forman
una docena(doc), así
2 doc. de átomos de Mg + 1 doc. de moléculas de O2 2 doc. de UF de MgO
Estas cantidades son demasiado pequeñas para ser visibles y usaremos un factor de un millón
2 millones de át. de Mg + 1 millón de moléc. de O2  2 millones de UF de MgO

16. 16
Incluso estas cantidades de átomos, moléculas o UF siguen siendo demasiado pequeñas para
verse a simple vista, de modo que elevaremos la escala de la reacción por un factor de 6,02x1023
,
las proporciones son las mismas.
2 x 6,02x1023
át. de Mg + 6,02x1023
moléc de O2  2 x 6,02x1023
UF de MgO
Como 6,02x1023
es el número de partículas que hay en un mol se puede escribir:
2 mol de Mg + 1 mol de O2  2 mol de MgO
Ahora se tiene cantidades que se pueden ver y pesar. Aunque los números de partículas
unitarias (o de moles de partículas unitarias ) mantienen relaciones sencillas de números enteros,
no ocurre lo mismo con las proporciones de masas. Así como una docena de pelotas de golf no
tiene la misma masa que una docena de pelotas de tenis, un mol de Mg no tiene la misma masa
que un mol de oxígeno. Estas masas son las masas molares de las sutancias. Así podemos
escribir
2 Mg + O2  2 MgO
2 mol x 24.3 g/mol + 32.0 g/mol  2 mol x 40.3 g/mol
48,6 g de Mg + 32,0 g de O2  80.6 g de MgO
80,6 g iniciales = 80,6 g finales
Las ecuaciones indican las proporciones numéricas de las partículas unitarias y de la masa.
La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos lo que concuerda con la
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA, los átomos no se crean ni se destruyen y la masa
tampoco se crea ni se destruye. Todas estas relaciones quedan representadas por la ecuación
balanceada.
¿Cómo escribir y balancear ecuaciones químicas?

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Comenzaremos con una reacción sencilla como la de formación del agua a partir de sus
elementos.
Primero se debe escribir las fórmulas correctas de reactivos y productos. Si se desea puede
escribirse el estado físico de c/u de ellos.
H2 (g) + O2(g)  H2O (l) (sin balancear)
El número de átomos de oxígeno no está balanceado: en reactivos aparecen 2 y en
productos sólo 1. Para balancearlos colocamos 2 delante de la fórmula del agua.
H2 (g) + O2(g)  2 H2O (l) (sin balancear)
Este número indica que se producen 2 moléculas de agua por cada molécula de oxígeno
que reacciona. El número que se coloca delante de una fórmula en una ecuación química, se
conoce como coeficiente estequiométrico. Cuando no aparece ningún número delante de la
fórmula se sobreentiende un coeficiente 1. Este coeficiente cuando está presente constituye una
instrucción para multiplicar todo lo que hay en la fórmula de la sustancia a la que antecede ese
número.
Pero la ecuación anterior todavía no está balanceada en cuanto a los átomos de hidrógeno,
para ello se coloca un coeficiente 2 delante de él.
2 H2 (g) + O2(g)  2 H2O (l) ( balanceada)
Ahora sí hay cuatro átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno representados a ambos
lados de la ecuación, que así queda balanceada.
Conviene siempre comprobar si la ecuación está balanceada contando y comparando los
átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos.
Átomos de los reactivos Átomos de los productos
4H 4H
2O 2O

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La ecuación muestra que no se crean ni se destruyen átomos.
La ecuación completa se lee entonces:
2 moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno y producen 2 moles de agua.
Si se hubiera intentado balancear la ecuación cambiando el subíndice del oxígeno en el agua la
ecuación parecería estar balanceada
H2 (g) + O2(g)  H2O2 (l) (¡CAMBIA EL SIGNIFICADO!)
Pero no significaría “el hidrógeno reacciona con oxígeno para formar agua”, puesto que H2O2
representa peróxido de hidrógeno, un compuesto muy distinto.
Así al balancear una ecuación química no se puede cambiar los subíndices de las fórmulas, porque
ello cambiaría los compuestos representados y también el significado de la ecuación. En lugar de
ello, la ecuación se balancea cambiando los coeficientes como ya se indicó para representar las
proporciones correctas de las sustancias en la reacción.
Una de las mejores formas de aprender algo nuevo, consiste en intentar hacerlo uno
mismo. Cuantas más ecuaciones balancees, más pronto adquirirás la habilidad para hacerlo.
Puede parecer fácil cuando otra persona lo hace, pero sólo cuando hayas practicado el proceso
mental completo puedes tener la seguridad de poder hacerlo con rapidez y confianza.
EJEMPLO 1:
Escribe y balancea la ecuación de la combustión del etano C2H6 un hidrocarburo. Durante su
combustión o quema una sustancia se combina con oxígeno. La combustión completa produce
dióxido de carbono y agua.
SOLUCIÓN:
1) Escribe la ecuación no balanceada empleando las fórmulas químicas correctas:
C2H6 + O2  CO2 + H2O (no balanceada)

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2) Como el oxígeno aparece en dos productos diferentes conviene dejarlo para el final. Por lo
general. Es mejor en este tipo de reacciones balancear el C luego el hidrógeno y por último el
oxígeno. Es decir dejar la sustancia más simple para el final.
Para balancear el carbono se coloca un 2 en productos, para el hidrógeno con 6 átomos en
reactivos y sólo 2 en productos conviene colocar un coeficiente 3 delante del agua.
C2H6 + O2  2 CO2 + 3 H2O (no balanceada)
C2H6 + 7/2 O2  2 CO2 + 3 H2O (balanceada) o
2 C2H6 + 7 O2  4 CO2 + 3 H2O (balanceada)
EJEMPLO 2
Escriba y balancee una ecuación que describa la reacción que se produce al mezclar una solución
de sulfato de aluminio con solución de nitrato de bario, que produce nitrato de aluminio y sulfato
de bario un sólido blanco gredoso.
SOLUCIÓN:
1) Escribe la ecuación no balanceada empleando las fórmulas químicas correctas:
Al2 (SO4)3 (ac) + Ba (NO3)2 (ac)  Al(NO3)3 (ac) + BaSO4 ( s) (no balanceada)
2) Balancea la ecuación. En esta ecuación intervienen iones poliatómicos, el sulfato y el nitrato
conviene tratarlos como unidades individuales y balancearlos como un todo. Cuando ocurre la
reacción los iones bario de un compuesto reaccionan con los iones sulfato del otro,
produciendo el precipitado de sulfato de bario y dejando el nitrato de aluminio en solución. La
técnica de seguir hasta el fin usada en otros ámbitos como el tenis o golf puede usarse aquí
para balancear la ecuación. Hay que elegir un componente clave que aparezca en sólo un
componente de cada lado de la ecuación, como Al en este caso y seguir hasta el fin con él.
Para balancear Al se coloca un coeficiente 2 antes del nitrato de aluminio.
Al2 (SO4)3 (ac) + Ba (NO3)2 (ac)  2 Al(NO3)3 (ac) + BaSO4 ( s) (no balanceada)

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Pero este coeficiente duplica el número de iones nitrato, produciendo 2x3=6 nitrato, de modo que
hay que seguir hasta el fin con el nitrato, balanceándolo a continuación. Para tener 6 iones nitrato
a la izquierda es necesario colocar un 3 delante del nitrato de bario
Al2 (SO4)3 (ac) + 3 Ba (NO3)2 (ac)  2 Al(NO3)3 (ac) + BaSO4 ( s) (no balanceada)
Con un 3 delante del nitrato de bario hay ahora tres iones bario en reactivos, por lo que hay que
seguir hasta el fin balanceando el bario. Para ello se coloca un 3 delante del sulfato de bario.
Al2 (SO4)3 (ac) + 3 Ba (NO3)2 (ac)  2 Al(NO3)3 (ac) + 3 BaSO4 ( s) ( balanceada)
Con el bario ya balanceado, debes seguir hasta el fin, verificando el sulfato que está combinado
con el bario. Al hacerlo, encontrarás que este ion ya está balanceado, con lo que has completado
ya el círculo y has regresado al sulfato de aluminio del cual partiste. La ecuación está balanceada.
Corrobora esto contando los átomos.
Reactivos (iones) Productos(iones)
2 Al3+
2 Al3+
3 SO4
2-
3 SO4
2-
3 Ba2+
3 Ba2+
6 NO3
-
6 NO3
-
EN RESUMEN:
 El número de átomos de cada elemento en reactivos y productos es el mismo. Esto
concuerda con la Ley de conservación de la masa.
 Como la masa de los átomos no cambia, y como no hay un cambio en el número de
átomos presentes antes y después de la reacción, se puede tener la seguridad de que
la masa no cambia durante la reacción.
 El número total de moléculas (o Unidades fórmula) representados como reactivos y

21. 21
como productos no es necesariamente igual.
 Como un mol es una cantidad específica (el número de Avogadro de partículas
unitarias), los números totales de moles de reactivos y productos no son forzosamente
iguales.
 Así pues, durante las reacciones químicas, los átomos de los compuestos se
reacomodan formando compuestos o sustancias distintas, pero no se crea ni se
destruye átomo alguno durante el proceso.
 Los átomos y la masa se conservan; no así las moléculas y los moles.

22. 22
El término estequiometría se utiliza para designar cálculos de cantidades de sustancias
que participan en las reacciones químicas. Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que
participa en una reacción química y se dispone de la ecuación química balanceada se puede
establecer las cantidades de los otros reactivos y/o productos. Estas cantidades pueden darse en
moles, masa (gramos g ) o volúmenes(litros L). Los cálculos de este tipo ocupan la parte central
de la Química y se utilizan de manera rutinaria en el laboratorio de análisis químico y durante la
producción de todas las sustancias que utilizan o venden las grandes industrias.
RELACIONES MOLARES A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS
Dada una ecuación química balanceada, en la que los coeficientes estequiométricos indican el
número de moles de las sustancias que participan como ya vimos. Ahora podremos usarlos para
establecer relaciones molares para cualquier par de sustancias que interviene en una ecuación.
Por ejemplo la ecuación que representa la síntesis de amoníaco a partir de los elementos.
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Como en esta ecuación participan tres sustancias es posible escribir 3 pares de relaciones:
El siguiente par muestra la relación de proporciones entre nitrógeno e hidrógeno:
Las relaciones molares para nitrógeno/ amoníaco e hidrógeno / amoníaco son:
O también:
1 mol de N2 reacciona con________ 3 moles H2 y su inversa.
ESTEQUIOMETRIA
Factores
estequiométricos

23. 23
1 mol N2 produce _________ 2 mol NH3 y su inversa.
3 mol H2 producen______________ 2 mol NH3 y su inversa.
Se pueden utilizar los coeficientes estequiométricos de cualquier ecuación balanceada para
escribir las relaciones molares de cada par de sustancias químicas participantes. Luego
veremos cómo se emplean estas relaciones molares para establecer las cantidades de sustancias
que reaccionan.
EJEMPLO 1:
Escriba las relaciones molares de cada par de sustancias que participan en la ecuación balanceada
de la combustión del alcohol etílico o etanol.( C2H5OH)
C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
SOLUCIÓN:
Como son 4 las sustancias diferentes que intervienen en la ecuación, hay seis pares de relaciones
molares, lo que da un total de 12 relaciones:
C2H5OH y O2 : 1mol C2H5OH / 3 mol de O2 o 3 mol de O2 /1 mol de C2H5OH
1mol de C2H5OH reacciona con_______3 mol de O2
3 mol de O2 reaccionan con_________1 mol de C2H5OH
C2H5OH y CO2: 1mol C2H5OH / 2mol de CO2 o 2mol de CO2 / 1mol de C2H5OH
1 mol de C2H5OH produce ______2 mol de CO2
2 mol de CO2 se producen con______1 mol de C2H5OH
C2H5OH y H2O: 1mol C2H5OH /3 mol de H2O o 3 mol de H2O/ 1 mol C2H5OH

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1 mol de C2H5OH produce ________3 mol de H2O
3 mol de H2O se producen con_______1 mol de C2H5OH
O2 y CO2 : 3 mol O2 /2 mol CO2 o 2 mol CO2 / 3 mol O2
3 mol O2 producen ---------------- 2 mol CO2
2 mol CO2 se producen con ----------- 3 mol O2
O2 y H2O: 3 mol O2 /3 mol H2O o 3 mol H2O / 3 mol O2
3 mol O2 producen ---------------------3 mol H2O
3 mol H2O se producen con ------------- 3 mol O2
CO2 y H2O: 2mol CO2 / 3 mol H2O o 3 mol H2O / 2 mol CO2
2 mol CO2 producen ---------------------3 mol H2O
3 mol H2O se producen con ---------------------2 mol CO2
CÁLCULOS MOL A MOL :
Cuando se conoce la ecuación química y el número de moles de uno de los reactivos o
productos, se puede establecer el número proporcional de moles de cualquier otro reactivo o
producto empleando la relación molar adecuada.
Como ejemplo usaremos la reacción de producción de amoníaco.
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)

25. 25
Si suponemos una cantidad suficiente de nitrógeno, se puede calcular cuántos moles de
amoníaco se pueden producir a partir de 7,80 moles de hidrógeno.
Analiza la secuencia de pasos más conveniente para este tipo de cálculo:
- Obtener una ecuación química balanceada. (está disponible).
- Anotar la cantidad conocida de una sustancia química (expresada en este caso en moles)
como punto de partida. Puede ser cualquier reactivo o producto de la reacción. (en este
caso 7,80 moles de hidrógeno).
- Anotar también la relación molar (en forma de factor o cociente) apropiada de acuerdo a la
ecuación química balanceada de cualquiera de las dos maneras. Esta relación debe
colocarse en la siguiente forma:
Moles de sustancia deseada
Moles de sustancia de partida
mol sustancia de partida (produce o reacciona con)------------------mol sustancia deseada
En este caso la relación molar apropiada se escribe:
2
3
3
2
Hmol
NHmol
2 mol NH3 se producen con------------- 3 mol H2
- Multiplicar el número conocido de moles de la sustancia de partida (paso 2) por la
relación molar apropiada (paso 3) para obtener los moles de la sustancia deseada.
Para este caso, la conversión sería:
3 mol H2 producen ------------- 2 mol NH3
7,80 mol H2 producen------------x: 7,80 moles H2 x 2 mol NH3 = 5,20 mol de NH3
3 mol H2

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Observe que los moles de la sustancia de partida se cancelan, obteniendo 5,20 moles de
amoníaco.
Lo que se hizo en realidad es la conversión entre los moles de una sustancia dada, a los que se
podría llamar “moles de A”, y los moles de la sustancia que se desea, que podríamos llamar
“moles de B” usando la relación molar como cociente. La conversión se puede representar de la
siguiente manera:
MOLES DE sustancia A  MOLES DE sustancia B
Es conveniente seguir hasta el fin esta estrategia por pasos hasta convertir los “moles de A” a
“moles de B”.
EJEMPLO 2:
Calcule el número de moles de oxígeno gaseoso necesarios para quemar 0,120 moles de alcohol
etílico. La ecuación balanceada es:
C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
SOLUCIÓN:
PLAN : MOLES DE A  MOLES DE B
Paso 1: Obtener una ecuación química balanceada.(está disponible)
Paso 2: Anotar una cantidad conocida de una sustancia (en moles) que serían los moles de A,
como punto de partida. En este caso 0,120 moles de alcohol etílico.
Paso 3 : Anotar la relación molar adecuada con base en la ecuación balanceada de la siguiente
forma :
Moles de sustancia deseada
Moles de sustancia de partida
En este caso partimos de moles de alcohol para calcular moles de oxígeno. La conversión es
MOLES DE sustancia A  MOLES DE sustancia B
1 mol de C2H5OH  3 mol O2

27. 27
Paso 4: Multiplicar el número de moles conocido de la sustancia de partida por la relación molar
apropiada para obtener los moles de la sustancia deseada.
Aplique y resuelva:
a) ¿Cuántos moles de dióxido de carbono y de agua es posible producir si se queman 1,25
moles de alcohol?
b) ¿Cuántos moles de oxígeno se consumen?
CÁLCULOS CON MOLES Y MASA
Como las cantidades de las sustancias se expresan a menudo en masa (gramos g kilogramos kg o
miligramos mg) las conversiones de moles de sustancia A en moles de sustancia B pueden
hacerse usando las conversiones entre masa y moles.
Para efectuar esta serie de conversiones, se convierte primero la masa de una sustancia “gramos
de A” a “moles de A” empleando la MASA MOLAR (gramos/mol) de la sustancia A. Luego se usa
la relación molar para convertir los moles de A en moles de B. Si fuera necesario se puede
transformar con el factor adecuado los moles de B en gramos de B usando la masa molar de B.
Esto se puede representar:
g. de sustancia A  Moles de A  Moles de B  g. de sustancia B
Representando esto en un diagrama de tipo mapa de caminos.
Gramos de A Gramos de B
Masa molar de A Masa molar de B
Moles de A Moles de B
Factor estequiométrico
con relación molar B/A

28. 28
En un problema de este tipo los cambios adoptan la forma:
Bdeg
Bdemoles
Bdeg
x
Ademoles
Bdemoles
x
Adeg
Ademoles
xAdeg 
EJEMPLO 1:
Calcule cuántos gramos de oxígeno gaseoso se requieren para quemar 20,0 g de alcohol etílico o
etanol.
La ecuación balanceada es: C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
Siguiendo los pasos analizados anteriormente:
Como se aprecia en la serie de factores, las unidades se cancelan en numerador y denominador
para quedar sólo con la unidad deseada.
También:
46 g de C2H5OH pesa -------------1mol C2H5OH
20,0 g de C2H5OH pesan-------------x: 0.434 moles de C2H5OH
1 mol C2H5OH reacciona con----------------------3 mol O2
La masa molar
invertida de A
Convierte g de
A en moles de A
La masa molar
de B convierte
moles de B en
g de B.
Factor
estequiométrico
convierte moles
de A en moles
de B

29. 29
0.434 moles de C2H5OH reaccionan con---------x: 1.30 mol de O2 .
1 mol O2 pesa ------------------------------------32 g de O2
1.30 mol de O2 pesan-----------------------------x: 41,7 g de O2
En este caso el planteo completo de las x permite visualizar mejor y controlar como se cancelan
las unidades, la desventaja es que se corta el cálculo y los redondeos parciales (a veces muy
groseros) alejan del resultado adecuado.
Aplique y resuelva:
Al quemar 40,0 mL de etanol puro (densidad: 0.879 g/mL)
Nota: puede usar la densidad como un factor para convertir masa en volumen o volumen en
masa de etanol mediante su significado claramente explícito:
a- ¿Cuántos g. de CO2 se pueden producir?
b- ¿Cuántos g. de H2O se pueden producir?
c- ¿Cuántos g. de Oxígeno se necesitan?
d- ¿Cuántos L de CO2 se liberan en CNPT( condiciones normales de presión y temperatura)?

30. 30
EL REACTIVO LIMITANTE
Es el reactivo que se consume completamente y por tanto sólo de él dependen las
cantidades de productos obtenidos como también la cantidad del otro reactivo que se consumen
efectivamente en la reacción. Es el reactivo que determina el rendimiento teórico en productos de
la reacción. Su importancia al realizar cálculos estequiométricos es tal que se debe proceder a
reconocerlo en primera instancia debido a que es el que marca las cantidades realmente
transformadas en la reacción.
En principio es fundamental reconocer la situación que requiere detectar al reactivo
limitante para proceder calcularlo mediante cualquiera de las formas que se utilizan
habitualmente. Cuando en una reacción se expresan las cantidades (en cualquiera de sus formas
masa, moles, volúmenes, etc) de dos o más reactivos que participan en ella se debe proceder a
calcular el reactivo limitante mediante alguno de los métodos siguientes:
A) Utilizando las cantidades de los reactivos disponibles, comparándolas con las cantidades que se
consumen:
EJEMPLO:
Se hacen reaccionar 20.0 g de nitrógeno con 10.0 g de hidrógeno para obtener amoníaco según:
N2 + 3 H2  2 NH3
Calcule el rendimiento teórico para el amoníaco liberado en CNPT y la cantidad de reactivo en
exceso.
Si transformamos en moles para usar la relación molar de la ecuación:
20.0 g nitrógeno / 28.0 g/mol = 0.714 moles nitrógeno
10.0 g de hidrógeno / 2.02 g/mol = 4.950 moles de hidrógeno.
1 mol de N2 reacciona con---------------------------3 moles H2
0.714 moles N2 reaccionan con ------------------x: 2.142 moles H2
Si dispone de 4.950 moles de H2 > 2,142 moles de H2 consumidos por tanto quedarán sin
reaccionar:
4,950 moles de H2 - 2.142 moles H2 = 2.808 moles H2
Los moles N2 se consumen totalmente o sea que éste es el reactivo limitante.

31. 31
El rendimiento teórico en cada uno de los productos se calcula de la manera habitual usando
siempre el reactivo limitante.
1 mol de N2 produce ----------------------------------2 moles NH3
0.714 moles de N2 producen--------------------------- x: 1.428 moles NH3
B) Calculando con cada uno de los reactivos la cantidad de uno de los productos que se
obtendría, y aquel que produce la menor cantidad de producto es el limitante.
EJEMPLO:
De acuerdo al anterior tenemos:
1 mol de N2 produce ----------------------------------2 moles NH3
0.714 moles de N2 producen--------------------------- x: 1.428 moles NH3
3 mol de H2 producen ---------------------------------------2 moles NH3
4.95 mol de H2 producen ----------------------------------x: 3.30 moles NH3
1,428 moles de NH3 < 3,30 moles de NH3
El rendimiento teórico en los otros productos (si los hubiera) se calcula de la manera habitual
usando siempre el reactivo limitante al igual que la cantidad del otro reactivo que se consume
para luego realizar la diferencia con la cantidad disponible y obtener la cantidad de reactivo en
exceso o sin reaccionar.
C) Método de la tabla de reacción ICF( inicial, cambio y final)
Método que proporciona de manera prolija y ordenada el balance total de las cantidades
de todas las sustancias que participan en la reacción mediante cálculos sencillos y rápidos.
Presenta grandes ventajas sobre cualquier otro método cuando en la reacción participan más de
2 reactivos. Consiste en:
a) Balancear correctamente la ecuación química que representa la reacción en cuestión.

32. 32
b) A las cantidades dadas de reactivos debes transformarlas en Moles de reactivo.
c) Al número de moles de cada uno de los reactivos los divides por el coeficiente
estequiométrico que afecta a ese reactivo en la ecuación balanceada.
d) Se compara las cantidades obtenidas y aquella que resulta ser la menor indica cuál es el
reactivo limitante en ese caso.
e) Ese número que te indicó cuál es el reactivo limitante lo llamamos el cambio en el número
de moles que se producirá en la reacción hasta que se agote el reactivo limitante.
f) Construimos una tabla de balance de reacción donde usaremos el cambio en el número de
moles, antes obtenido, y las cantidades iniciales de cada reactivo para llegar a los
resultados finales luego de producida la reacción.
g) Colocamos los moles iniciales de cada uno de los reactivos debajo de ellos, en esta
instancia las cantidades de moles de productos son nulas debido a que en ese momento se
ponen en contacto los reactivos entre sí. Esto corresponde a la etapa inicial de la reacción
y en la tabla corresponde a la primera fila de datos.
h) En la fila siguiente usamos los coeficientes de cada reactivo y los multiplicamos por el
cambio en el número de moles. En este caso usamos signos para indicar la dirección en la
que se produce el cambio. Así los cambios en reactivos llevan signos negativos puesto que
la cantidad de los mismos disminuye a medida que progresa la reacción en el tiempo,
mientras que los cambios en productos por el contrario llevan signo positivo puesto que la
cantidad de los mismos aumenta con el tiempo y a medida que la reacción progresa.
i) La última fila se destina al balance entre las dos filas anteriores y es la que nos da el
balance final de la reacción. Aquí obtendremos la cantidad de moles de reactivo en exceso,
y los rendimientos teóricos en moles para todos los productos de la reacción. Por supuesto
que la cantidad de aquel reactivo que sabíamos era el reactivo limitante en esta fila es
0.000 moles.
EJEMPLO siguiendo con el anterior tenemos:
La ecuación ya está balanceada.
Transformamos las masas en moles para cada reactivo:
0.714 moles nitrógeno y 4.950 moles de hidrógeno.
Dividimos cada uno por su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada:
0.714 moles de nitrógeno / 1 = 0.714
4.95 moles de hidrógeno/ 3 = 1.65
Comparando 0,714 < 1,65
El menor es 0.7142 es por tanto el nitrógeno el reactivo limitante y esta cifra será el cambio en el
número de moles que usaremos luego para construir la tabla de balance de reacción como sigue:

33. 33
N2 + 3 H2  2 NH3
Inicial 0.7142 moles 4.950 moles 0.000 moles
Cambio -1x 0.7142 -3 x 0.714 + 2 x 0.714
Final 0.00 moles
2.81moles
1.43 moles
Para responder a la primera cuestión sólo necesitamos transformar:
moles L (CNPT)
.0.32
1
4.22
43.1 amoníacoL
amoníacomol
amoníacoL
xamoníacomoles 
La segunda pregunta aparece directamente en la tabla:
2.81 moles de hidrógeno en exceso.
Si la cantidad requerida fuese la masa debemos transformar: moles  masa (g)

34. 34
OTRAS MANERAS DE INTERPRETAR EL REACTIVO LIMITANTE
1) Si 1,5 mol de Cu reaccionan con una solución que contiene 4,0 mol de AgN03, ¿qué iones
estarán presentes en la solución al término de la reacción? Realice un esquema de
representación.
Cu(s) + 2 Ag N03(ac)  Cu(N03)2 (ac) + 2 Ag(s)
2) El amoniaco se forma por reacción directa entre nitrógeno e hidrógeno.
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
El diagrama siguiente representa una pequeña porción de mezcla inicial. Los círculos
oscuros representan N y los círculos claros representan H.
¿Cuál de los siguientes esquemas representa la mezcla de producto?
Para la reacción de la muestra dada, ¿cuál de las afirmaciones siguientes es cierta?
a) El N es el reactivo limitante.
b) El H es el reactivo limitante.
c) El NH3 es el reactivo limitante.
d) Ningún reactivo es el limitante, están en la relación estequiométrica correcta.

35. 35
3) Un estudiante prepara un experimento en el que hace reaccionar Acido Acético (CH3COOH) con
bicarbonato de sodio(NaHCO3) para seis ensayos distintos según :
CH3COOH (ac) + NaHCO3 (s) → NaCl (ac) + CO2 (g) + H2O (l)
El volumen de ácido acético se mantiene constante pero la masa de bicarbonato de sodio se
incrementa en cada ensayo. Utilice dibujos de globos con diferentes contenidos de gas
desprendido en la reacción para mostrar cómo varía la cantidad de gas liberado en cada uno de
los casos siguientes:
a- Cuando el ácido acético es el reactivo limitante
b- Cuando el bicarbonato de sodio es el reactivo limitante.
4) Una muestra de un metal se añade a Bromo líquido y se deja que reaccione totalmente. Luego
el producto se separa de los reactivos que pudieran quedar y se pesa. El experimento se
repite con varias masas de metal pero con el mismo volumen de Bromo. Realice un gráfico
masa de metal en función de masa de compuesto y explique las variaciones en la curva.

36. 36
TALLER I: UNIDAD Nº1 REVISIÓN
1) Indique sustancia o una mezcla según corresponda:
a. Madera b. Mercurio c. Ácido acetilsalicílico.
d. Bicarbonato de
sodio.
e. Agua mineral. f. Comprimido
de paracetamol.
g. Margarina. h. Etanol medicinal. i. Acetona.
2) Una sustancia blanca cristalina se descompone al ser calentada formando un gas incoloro y un
sólido rojo, cada uno de los cuales se comporta como una sustancia. Solamente con lo dicho
indique:
a. ¿Puede ser una sustancia simple el sólido original?
b. ¿Puede ser una sustancia simple alguno de los productos finales?
3) Clasifique como cambios físicos o químicos los siguientes procesos: JSR.
a. fusión de la nieve. b. combustión del gas natural.
c. enranciamiento del aceite. d. se enciende un fósforo.
e. un metal se calienta al rojo. f. se produce una llama .
4) ¿Qué tipo de transformación física o química es necesario llevar a cabo para realizar las
siguientes separaciones?
a. Agua pura del agua de mar. b. Cloro del hipoclorito de sodio
c. Hierro del oxido de hierro (herrumbre) d. Nitrógeno del aire.
e. Azufre del ácido sulfúrico. f. Grasas de la leche.
g. Dióxido de carbono del carbonato de potasio. h. Amoníaco de un líquido
limpiador.
5) Efectúe las siguientes operaciones y exprese el resultado con las cifras significativas
adecuadas:
a-1.2356 + 0.52 = b- 1.65 - 1.3 =
c- 22.4 x 0.012 = d- 12.01 / 6.02 =
6) Utilice el prefijo adecuado que sustituye la potencia decimal en :
3.4 x 10-12
m :........................... 4.8 x 10-6
L :............................
7.23x 103
g :............................ 2.35x10-6
m3
:............................

37. 37
5.8 x 10-3
g :............................ 3.45 x 10-3
mol :............................
3.6 x 10-3
L :............................ 5.49 x 10-9
m. :............................
7) Seleccione el miembro mayor de cada par: JSR mediante un procedimiento adecuado.
a) 150 mL o 150 mm3
b) 12,0 g/ cm3
o 1,20x103
kg/m3
8) Dados los siguientes valores en sangre , realice la conversión a la/s unidad/es indicadas:
a. Hemoglobina : 12,4 g/dL a mg /L b. glucemia : 85 mg/dL a g/L
c. Uremia : 28 mg% a g/L d. Natremia: 300 mg% a mmol/L
9) Una gota de lluvia pesa en promedio 63 mg. Calcule la masa en g de un número de Avogadro
de gotas de lluvia.
10) Complete la siguiente tabla para la acetona C3H6O :
gramos moles Moléculas Átomos de C Átomos de H
0,0880
0,00500
11) La densidad del etanol puro (C2H6O) a 25ºC es 0.789 g/cc. Calcule:
a) La masa Fórmula, masa molecular y molar del etanol.
b) Número de moles en 25,0 mL de etanol.
c) Masa y volumen de 0,522 moles de etanol.
12) La fórmula de la morfina es C17H19NO3. ¿Cuántos átomos hay en una molécula? ¿Cuántos
átomos de C hay en 10,0 mg (una dosis normal)?
13) Coloque las siguientes cantidades en orden decreciente de masas:
a. 1 molécula de Cloro b. 1pmol de Cloro
c. 1 mol de Cloro d. 1 átomo de Cloro
14) La adrenalina una hormona que se secreta en situaciones de estrés tiene la siguiente fórmula
C9H13NO3. La concentración normal de adrenalina en plasma sanguíneo es 6.0x10-8
g/L.
a) ¿Cuántas moléculas de adrenalina hay en 4,5 L de plasma?

38. 38
b) ¿Cuántos átomos de C hay en 5,00 mol de adrenalina?
15) Una reacción necesita 12.4 g de una sustancia A que se encuentra sólo disponible en una
mezcla que contiene 93.2 % en masa de A ¿Cuántos g. de mezcla se necesitan para obtener la
cantidad de A requerida?
16) El ácido de acumulador tiene una densidad de 1,285 g/mL y contiene 38,0 % en masa de
ácido sulfúrico. Calcule:
a) Gramos de ácido puro en 1 L de ácido de acumulador.
b) Volumen de ácido de acumulador que contiene 50.0 g de ácido puro.
17) Una muestra de 500 mg de un analgésico comercial contiene 256 mg de aspirina C9H8O4 .
a) ¿Cuál es el % en masa de aspirina en el producto?
b) ¿Cuántos g. de C hay en la aspirina contenida en un comprimido que pesa 0,611 g?

39. 39
TALLER IIA: ESTEQUIOMETRIA
1) Al analizar un compuesto se obtuvo la siguiente composición porcentual en masas:
K: 26.57 % , Cr :35.36 % y O: 38.07 % . Indique la fórmula mínima del compuesto.
2) El mineral malaquita contiene 57,5 % de Cu, 5,43 % de C, 36,2% de O y 0,914 % de H.
¿Cuál es la fórmula mínima de la malaquita?
3) ¿Cuál es la fórmula mínima del compuesto 2-desoxiribosa que forma parte del DNA de las
células, si contiene 44,77 % de C, 7,52 % de H y 47,71 % de O?
4) El hexaclorofeno utilizado en jabones bactericidas contiene 38,37 % de C, 1,49 % de H, 52,28
% de Cl y 7,86 % de O en masa. ¿Cuál es la fórmula empírica del hexaclorofeno?
5) La cafeína es un estimulante que se encuentra en el café, el té y otras bebidas. Contiene C,H
,O y N. La combustión de 1,000 g de cafeína da 1,813 g de CO2 , 0.4639 g de agua y 0.2885 g
de nitrógeno. Determine la masa molar de la cafeína que está entre 150-200 g/mol.
6) Un compuesto orgánico que contiene C, H y O fue analizado y se encontró que 2.734 g dieron
por combustión 6.004 g de dióxido de carbono y 3.280 g de agua.¿Cuál es su fórmula mínima?
7) El ibuprofeno un analgésico de uso frecuente contiene C, H y O. Cuando se quema por
completo una muestra de 2,174 g se obtienen 6,029 g de CO2 y 1,709 g de agua. Determine :
a) Composición porcentual en masa del ibuprofeno.
b) Fórmula empírica del ibuprofeno.
8) Sin hacer cálculos detallados explique cuál de los siguientes compuestos produce la mayor
masa de CO2 cuando se quema por completo 1,00 mol del compuesto : CH4, C2H5OH , C10H8,
C6H5OH.
9) Equilibre las siguientes ecuaciones:
a- C2H4 + O2  CO2 + H2O
b- BaCl2 + (NH4)2CO3  BaCO3 + NH4Cl
c- KClO3  KCl + O2
d- AgNO3 + CuCl2  AgCl + Cu(NO3)2
e- C2H6O + O2  CO2 + H2O
f- FeCl2 + Na3PO4  Fe3(PO4)2 + NaCl
g- Al + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2

40. 40
h- Na2O + P4O10  Na3PO4
10) Escriba una ecuación química balanceada para las reacciones que se describen a
continuación:
a) El dióxido de nitrógeno reacciona con el agua para producir ácido nítrico y monóxido de
nitrógeno.
b) El ácido clorhídrico estomacal reacciona con el hidróxido de aluminio de una tableta
antiácida y producen cloruro de aluminio y agua.
c) El metanol( CH3OH) se quema en presencia de oxígeno gaseoso dando dióxido de carbono
y agua.
d) El ácido nítrico reacciona con hidróxido de bario y produce nitrato de bario y agua.
11) Escriba todas las relaciones molares para las siguientes ecuaciones químicas:
a- KClO3  KCl + O2
b- FeCl2 + Na3PO4  Fe3(PO4)2 + NaCl
12) Dada la siguiente ecuación química, planifique y calcule las cantidades solicitadas en las
líneas de puntos de la siguiente tabla:
Al2 (SO4)3 (ac) + 3 Ba (NO3)2 (ac )  2 Al(NO3)3 (ac) + 3 BaSO4 ( s)
a 0,250 moles ………..moles
b …………moles 3,30 moles
c 0,150 moles ………….moles
d ………….mmoles 500 mmoles
e …………mmoles. 250 mmoles
13) Calcule las cantidades requeridas, para la reacción del cloruro de potasio con el ácido
nítrico que produce cloruro de nitrosilo (NOCl), cloro gaseoso, nitrato de potasio y agua.
a) Moles de cloro que se producen si reaccionan 0,270 moles de KCl.
b) Moles de cada uno de los productos si reaccionan 0,100 moles de ácido nítrico.
c) Gramos de cloruro de nitrosilo producidos con 0,235 moles de cloruro de potasio.
d) Litros de cloro gaseoso liberados (CNPT)por reacción de 89,0 g de ácido nítrico.

41. 41
14) El nitrato de plomo(II) se descompone por el calor en óxido de plomo(II),oxígeno y dióxido
de nitrógeno. Escriba la ecuación balanceada y responda: ¿Qué masa de nitrato de plomo (II)
debe calentarse para producir cada una de la siguientes cantidades?
a) 402 mg de óxido de plomo.
b) 812 mL de oxígeno en CNPT.
c) 0,792 kg de dióxido de nitrógeno.
15) Complete el cuadro para la siguiente ecuación:
Mg3N2 + H2O  NH3 + Mg(OH)2
a 56.8 g ...............moles ..............L(CNPT) ...............g.
b ...............moles .............moléculas 320 mL(CNPT) ..............mg
16) Dada la reacción: C5H12 + 8 O2  5 CO2 + 6 H2O
Complete las siguientes frases:
a-Si reacciona 1 molécula de C5H12 se producen ..................moléculas de CO2.
b- Si reaccionan 50 mmoles de C5H12 se producen ..................mmol de CO2..
c-Si reaccionan 250 mmoles de C5H12 se producen ..................mL de CO2.

42. 42
TALLER IIB: Reactivo limitante
1) Una mezcla de reacción contiene 21,4 g de PCl3 y 13,65 g de PbF2 ¿Qué masa de PbCl2
puede obtenerse según la reacción siguiente:
PbF2 + PCl3 → PF3 + PbCl2
¿Qué reactivo queda sin reaccionar?¿Cuántos g.?
2) En las soldaduras se emplean sopletes de oxiacetileno que pueden alcanzar temperaturas de
2000ºC, debidas a la combustión del acetileno según:
C2H2 (g) + O2(g)  CO2(g) + H2O (g) .Si reaccionan 125 g de C2H2 y 125 g de O2.
a) ¿Cuál es rendimiento teórico en agua y CO2?
b) ¿Queda algún reactivo sin reaccionar? ¿Cuánto?
c) ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento cuando se forman 22,5 g de agua?
3) Las máscaras de oxígeno para producir O2 en situaciones de emergencia contienen superóxido
de potasio, KO2 , que reacciona con el CO2 y el H2O del aire exhalado para dar oxígeno según
:
KO2 (s) + H2O (g) + CO2(g)  KHCO3 (s) + O2(g)
Calcule:
a) La cantidad máxima de O2 que se puede obtener si se mezclan las siguientes
cantidades: 0.560 moles de KO2, 15.2 g de agua y 0.421 mol de CO2.
b) Si una persona que tiene una de éstas máscaras exhala 0.702 g de CO2 / min
,¿Cuántos g de KO2 consume en 5 min?
4) Se hace reaccionar 15,0 g de AgNO3 (pureza: 80,0 % ) con 6,00 g de NaCl . Se obtienen
8,00 g de AgCl. Según la siguiente reacción:
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
a) ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
b) ¿Qué masa de NaNO3 se obtiene?
5) Se hacen reaccionar 20,0 g de amoníaco con 25,0 g de oxígeno. Plantee la ecuación y calcule
cuántos g de NO y moléculas de agua se producen en la reacción.
6) Complete el siguiente cuadro con los datos requeridos:
Al + HCl  AlCl3 + H2
a 30,0 g
( 95% pureza)
50,0 g ................g .............L(CNPT)
b Cantidad de reactivo en exceso

43. 43
7) Complete el siguiente cuadro con los datos requeridos:
Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
A 25.0 g 1,57 moles ..............mol .........L (CNPT) .....moléculas
B Cantidad de reactivo en exceso
C ...........g
(90% pureza)
...........g 15,0 g
(90%
Rendimiento)
..........moles

44. 44
TALLER III: Reacciones Químicas
1) Clasifique las siguientes sustancias como electrolito fuerte, débil o no electrolito
a-HF d-clorato de potasio g-ácido ortofosforoso j-acetonitrilo
b-etanol e-nitrato de cobre (II) h-ácido cianhídrico
c-amoníaco f-cloruro de bario i-hidróxido de potasio
2) Clasifique como ácidos, bases o sales las siguientes sustancias e indique cuáles son las
especies predominantes(iones ó moléculas) en solución acuosa
a-HNO2 d-HClO3 g- CH3 NH2 j- H3PO4
b-KClO4 e-NaOH h-CuBr2 k- NaBrO
c-Ba(OH)2 f-NH3 i-HI l- Na2SO3
3) Escriba ecuaciones químicas balanceadas(formular, iónica total y iónica neta) para las
siguientes reacciones de neutralización:
(a) Ácido acético con hidróxido de potasio. (b) ácido hipocloroso con hidróxido de
sodio
(c) Hidróxido de calcio con ácido
bromhídrico
(d) Ácido fosfórico con hidróxido de bario
4) Complete y escriba ecuaciones moleculares, iónicas totales y iónicas netas balanceadas para
las siguientes reacciones. Indique tipo/s de reacción y cúal es la fuerza motriz en cada caso.
a) Fe (OH)2 (s) + HClO3 (ac) b) MgSO3(ac) + HCl (ac) 
c) HI (ac) + Ca(OH)2 (ac)  d) Pb(NO3)2 + H2S (ac) 
e) ZnS (s) + HCl(ac)  f) Mn(s) + HBr (ac) 
g) Na2CO3 (ac)+ BaCl2 (ac  h) Al(s) + NiCl2(ac) 
i) Al(OH)3 (s) + H2SO4 (ac  j) Br(l) + KI (ac)

45. 45
5) Utilizando reglas de solubilidad o deducciones razonables a partir de ellas prediga si los
siguientes compuestos son solubles en agua:
a) Cloruro de cobalto(II) b) Carbonato de calcio
c) Sulfato de cromo(III) d) Carbonato de amonio
6) Se trataron muestras diferentes de una solución de una sal desconocida, con soluciones
diluidas de nitrato de plata, nitrato de plomo (II) y cloruro de bario. En los tres casos se
presenta un precipitado. ¿Cuál de los siguientes aniones podría ser el de la sal desconocida:
bromuro, sulfato o nitrato?
7) Sugiera un método de síntesis para las siguientes sustancias y escriba una ecuación o
ecuaciones formulares balanceadas del proceso:
a) Nitrato de cobre (II)
b) Sulfuro de manganeso (II)
c) Hidróxido férrico
8) Explique brevemente el significado de los siguientes términos:
a) serie de actividad de los metales c) oxidación. e) agente reductor
b) estado de oxidación d) reducción f) agente oxidante
9) Equilibre las siguientes ecuaciones, nombre reactivos y productos, indique si son redox o no:
MnO2  HCl  MnCl2 Cl2 H2O
NaOH  H2SO4  Na2SO4  H2O
Cu  H2SO4  CuSO4  SO2  H2O
Na  H2O  NaOH  H2
10) En las siguientes ecuaciones indique: agente oxidante, agente reductor, sustancia que se
oxida y sustancia que se reduce
a) C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6 H2O
b ) 2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 H2O2  K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O
11) Complete y balancee las siguientes hemirreacciones en medio ácido e indique si es una
oxidación o reducción:

46. 46
a) H2O2 (ac)  O2(g) b)MnO4
-
(ac)  Mn2+
(ac)
c) SO3
2-
(ac)  SO4
2-
(ac) d) ClO3
-
(ac)  Cl-
(ac)
12) Complete y balancee las siguientes ecuaciones en medio ácido:
1) Dicromato de potasio (ac) + ioduro(ac) →
2) Permanganato de potasio(ac) + oxalato de sodio(ac) →
3) Permanganato de potasio(ac) + Sulfito de sodio(ac) →
4) Permanganato de potasio(ac) + Bromuro de potasio(ac)→
5) Dicromato de potasio (ac) + Sulfato ferroso (ac)→
13) El acero es una mezcla de hierro con pequeñas cantidades de carbono, manganeso y otros
elementos. Para determinar la cantidad de manganeso en el acero, la muestra:
- se disuelve en ácido nítrico concentrado; la reacción da Mn2+
y NO2.
- El Mn2+
se trata con una solución de iones peryodato para dar permanganato y yodato.
- Por último se determina la concentración de iones permanganato por reacción con una
solución de sulfato ferroso.
- Escriba una ecuación balanceada para cada etapa del proceso.

47. 47
TALLER IV: Gases
1) Una presión de 1 atm es igual a ...............torr , ................mmHg y ..............kPa.
2) La ley de Charles puede expresarse matemáticamente …................................
3) El enunciado “ volúmenes de gases liberados en reacciones químicas, medidos a
temperatura y presión constante, se producen en relaciones de números enteros y
pequeños” corresponde a la Ley de ......................................
4) Si se triplica la temperatura absoluta y se duplica la presión a un determinado volumen de
gas ideal, el nuevo volumen podría calcularse multiplicando el volumen inicial del gas por
un factor de .............
5) Para producir un cambio de volumen en una muestra gaseosa ,desde 1.4 L a 4.2 L a T
constante, la presión debe modificarse ..................veces respecto de su valor inicial.
6) El 0 K es considerada la T a la que los gases exhibirían ......................... De este modo
,antes de alcanzar esta temperatura ,cualquier gas real formaría .............................y
luego .........................
7) Para un mol de gas ideal, PV/T = ...............................( no olvide la unidades)
8) Las condiciones llamadas condiciones estándar o normales son ................................ y
..................
9) Una muestra de nitrógeno ocupa un volumen de 250 mL a 37ºC y 650 mm Hg de presión.
¿Cuál será su volumen en CNPT?
10) Calcule la densidad del Ne a 150ºC y 80 kPa.
11) Si 0.60 g de un gas ocupan un volumen de 300 mL a 27ºc y 650 mmHg de
presión.¿ Cuál es el peso molecular del gas?
12) ¿Cuál de los siguientes gases esperaría que se acerque más al comportamiento ideal
en las mismas condiciones de Temperatura y Presión? H2, F2 o HF. JSR.
13) ¿Cuál es la diferencia entre gases reales y gases ideales? En qué condiciones de
Presión y temperatura las desviaciones de la idealidad son más importantes? Porqué?
14) El metano quemado en oxígeno produce CO2 y H2O según:
CH4( g )+ 2 O2( g )  2 H2O( l ) + CO2( g)

48. 48
Si 5.6 L de metano gaseoso son quemados en CNPT ¿Qué volumen de oxígeno se requiere
para una combustión total? ¿ Qué volumen de CO2 se produce?
15) En un recipiente de 25 L a 30 ºC se colocan 25, 0 g de nitrógeno, 10,0 g de helio y
4,6 g de oxígeno. Calcule las presiones parciales y la presión total de la mezcla.
16) El cuerpo humano descarga aproximadamente 1 kg de CO2 por día como resultado
de la respiración. Si la cabina de una nave espacial para un astronauta tiene un volumen
de 7500 L y la presión parcial de CO2 no debe ser mayor de 4 torr a 27 ºC (que es la
temperatura de la cabina)¿Cada cuánto (máximo) debe eliminarse totalmente el CO2 para
que no supere ese límite?
17) Una aleación 94,0 % de Aluminio y 6,0 % de cobre en masa, tiene una densidad de
2.85 g/cm3
. Una muestra de 0,691 cm3
reacciona con exceso de HCl .Calcule el volumen
de hidrógeno liberado a 25ºC y 748 mmHg. (Nota: el Cu no reacciona con el HCl)

49. 49
TALLER V: Soluciones
1) ¿Cuántos gramos de Nitrato de calcio deben pesar para preparar 75,0 ml de una solución
30% m/v?
2) ¿A qué volumen debe llevar 25,0 g de Hidróxido de sodio para preparar una solución 40 %
m/v?
3) Calcule % m/m de una solución de Bromuro de calcio 66,7 % m/v y densidad 1,42 g/ml.
4) 150 g de solución de Carbonato de Sodio contienen 25,0 g de sal.¿Cuál es su concentración
% m/m?
5) Se necesita preparar una solución 30 %m/m y dispone de 12,5 g de NaOH. Calcule la masa
de agua necesaria.
6) ¿Qué volumen de una solución 25 % m/v se podrá preparar con 20,0 g. de NaOH?
7) Una solución acuosa de AgNO3 30 % m/m tiene una densidad de 1,32 g/ml. Calcule su
concentración % m/v.
8) ¿Cuántos g. de KNO3 habrá que agregar a 20,0 g de agua para preparar una solución al 10
% m/m?
9) ¿Qué masa de Nitrato cúprico necesita para preparar 500 mL de una solución que
contenga 75 ppm de la sal y 50 ppm de Cu?
10) ¿Qué masa de Sulfato férrico necesita para preparar 1500 mL con 280 ppm.de
hierro ?
11) ¿Qué volumen de solución con 50 ppm en Na+
se puede preparar con 320 mg de
NaCl ?
12) Calcule la densidad de una solución de NH3 20,3 %m/m y contiene 11 moles de
sustancia en un litro de solución.
13) Complete la siguiente tabla para soluciones acuosas de glucosa C6H12O6:
masa soluto moles soluto V de solución M

50. 50
a 12,5 g 219 mL
b 1,08 0,519
c 1,62 L 1,08
14) Complete la siguiente tabla para soluciones de ácido sulfúrico:
densidad (g/mL) M m %m/v %m/m
a 1,14 2,33
b 1,30 6,80
15) ¿Qué concentración expresada en M, m , Xsto Xste posee una solución de Na2CO3
15.6 % m/m de densidad 1,165 g/ml?
16) Una solución 0.9184 M de CaBr2 tiene una densidad 1.148 g/ml . Calcular su
concentración en:
a) %m/m b) % m/ v c) m d) N
17) Compare las siguientes soluciones de HCl y ordénelas según presentan mayor
cantidad soluto:
a. 500 mL 1,50 % m/v.
b. 250 mL 1,25 M.
c. 1,25 mL 37 % m/m d: 1,19 g/ mL.
18) En 1,00 L de solución alcohólica a 20ºC cuya densidad es 0,9787 g/mL hay 120 g de
etanol. (La densidad del agua y etanol a 20ºC son respectivamente 0,9982 y 0,7893:
g/ml.) Calcular:
a) % m/m
b) %m/v
c) M
d) M
e) X soluto y X solvente.
f) % v/v

51. 51
TALLER VI: DILUCIONES Y MEZCLAS DE SOLUCIONES
1) Se mezclan 100 mL de una solución 0,110 N de Na2CO3 y 200 ml de solución 1,03 M de la
misma sal. Despreciando la variación de volumen. Calcule la concentración de la solución
final en: % m/v. M y N.
2) Se mezclan 50,0 mL de solución 1,35 M de K2SO4 con 175 mL de solución 0,987 M de la
misma droga y se diluye a 500 mL. Calcular la M de la solución obtenida.
3) Describir en detalle cómo se preparan 250 mL de solución de KOH 0,500 M partiendo de
a) KOH sólido. b) KOH 1,50 M.
4) Cómo se preparan 2,00 L de solución de carbonato de sodio 0,100 M partiendo de:
a) Carbonato de sodio 0,250 M
b) Carbonato de sodio 0,500 M.
5) Se prepara una solución diluyendo 125 mL de solución 0,120 M de nitrato férrico con agua
hasta un volumen final de 0,500 L. Calcular:
a) M de la solución respecto de la sal.
b) M en catión férrico en la solución diluida.
c) M de anión nitrato en la solución diluida
6) Preparar 1,50 L de solución de HNO3 1,70 M diluyendo ácido concentrado 16 M. Calcular:
a) mL de ácido concentrado necesarios.
b) Suponiendo volúmenes aditivos mL de agua agregados.
7) Un estudiante prepara 750 mL de solución de ácido sulfúrico diluyendo 20,0 mL de una
solución más concentrada. Al finalizar no recuerda si la solución original era 18 M o 3 M ¿cuál
es la M final?
a) si diluyó la solución concentrada.
b) si diluyó la solución más diluida.
8) Dispone de H2SO4 ( densidad 1,835 g/ mL 93,2 % en m/m ).Calcule:
a) Volumen que necesita para preparar 500 mL de ácido 1,50 M.
b) ¿Cuántos moles de ácido hay en 25 mL de ácido concentrado?
c) ¿Cuántos g de ácido hay en 15,0 mL de ácido diluido?
9) Si dispone de ácido sulfúrico 98% m/m o 18 M. Calcule la densidad del ácido.

52. 52
10) Si dispone de solución de NaOH 53,4% en peso y 16,7 mL se necesitan para preparar 2,00
L de solución 0,169 M. ¿Cuál es la densidad de la solución?
11) ¿Qué volumen de solución de HCl 37,0 %m/m d= 1.17 g/mL se deberá agregar a 250 mL
de solución 1,20 M del ácido para que al enrasar ambas soluciones a 500 mL se obtenga una
solución 2,00 M?
12) Se evapora agua de 150 mL de una solución de sulfato de potasio 0,188 M hasta volumen
de 100 mL ¿Cuál es la M de la solución resultante?

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TALLER VII: Estequiometría con Soluciones
1) ¿Qué volumen de una solución de ácido sulfúrico 1,40 M se necesita para que reaccione
con 10,0 g de aluminio?
2) Al valorar una solución de nitrato de plata se encontró que se necesitaban 40,0 mL para
precipitar todos los cloruros de 36,0 mL de NaCl 0,520 M. ¿Cuántos g de plata se pueden
obtener a partir de 100 mL de la solución de nitrato de plata?
3) ¿Cuántos mL de Ca(OH)2 0,750 N se necesitan para neutralizar 20,0 mL de HCl 0,520 N?
4) Calcule la normalidad de una solución de ácido sulfúrico si 40,0 mL neutralizan 120 mL de
NaOH 0,530 N.
5) Calcule:
a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 5,00 N se necesita para neutralizar una solución que
contiene 2,50 g de NaOH?
b) ¿Cuántos g. de ácido sulfúrico puro se necesitan?
6) Una muestra de 0,250 g de un ácido sólido se disolvió en agua y fue neutralizado con 40,0
mL exactos de una base 0,125 N .¿Cuál es la masa de un equivalente del ácido?
7) ¿Cuántos g. de cobre serán desplazados de 2,00 L de una solución de sulfato cúprico 1,50
M mediante 2,70 g. de aluminio?
8) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 1,50 M se necesita para liberar 185 L de hidrógeno en
CNPT, cuando se trata con un exceso de cinc?
9) ¿Cuántos L de hidrógeno a 29ºC y 740 mmHg serán desplazados de 500 mL de HCl 3,78 N
mediante 125 g de magnesio?
10) Se titularon exactamente 50,0 mL de una solución de carbonato de sodio con 65,8
mL de HCl 3,00 N. Si la densidad de la solución de carbonato de sodio es 1.25 g/mL . ¿Qué
porcentaje en masa de carbonato de sodio contiene?
11) Complete la siguiente tabla para la siguiente reacción:
K2CrO4 (ac) + AgNO3 (ac)  Ag2CrO4 (s) + KNO3(ac)
a 20.0 mL 0.250 M 30.0 mL 0.300 M ...............g con 90%
Rto
................M
b ........mL 0.400 M ...........mL 0.125 M 0.285 moles con
85% Rto
....................
g

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12) ¿Qué masa de AgCl puede formarse al mezclar 10.0 mL de una solución de NaCl
1,20 % en masa (d: 1,02 g/mL) con 50.0 mL de nitrato de plata 1,21 x 10-2
M?
13) Calcule el volumen de solución 0,247 M de Hidróxido de potasio que se necesita
para neutralizar 0,385 g de ácido acético según :
KOH + CH3COOH → KCH3COO + H2O
14) Un exceso de nitrato de plata reacciona con 110, 5 mL de solución de Cloruro de
Aluminio para dar 0,215 g de Cloruro de plata. ¿Cuál es la concentración en M de la
solución de Cloruro de Aluminio?

55. 55
ACTIVIDADES
DE
LABORATORIO

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ACTIVIDAD DE LABORATORIO Nº 1
DETERMINAMOS LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL EN MASA DE UNA MEZCLA
EXPECTATIVAS DE LOGRO
Que el estudiante sea capaz de:
 Valorar la importancia de las propiedades físicas de las sustancias para elegir los métodos
adecuados de separación.
 Interpretar algunas técnicas sencillas de separación de mezclas.
 Organizar diagramas de separación para mezclas sencillas.
 Determinar y manejar la composición porcentual de una mezcla.
 Incorporar el concepto de pureza de una droga y su forma de expresarlo.
REACTIVOS Y APARATOS
Balanza Cápsulas de porcelana
vidrio de reloj Varilla de vidrio
Mechero Probeta de 50 o 100 mL
Triángulo Mezcla desconocida de NaCl ,NH4Cl y SiO2
DISCUSIÓN
Los materiales que no son uniformes en su composición son llamados mezclas. La mayor
parte de los materiales que nos encontramos todos los días tales como el cemento, madera y el
aceite son mezclas. Cuando 2 o más sustancias que no reaccionan entre ellas se combinan se
obtiene una mezcla. Las mezclas se caracterizan por tener 2 propiedades fundamentales:
-Cada sustancia en la mezcla retiene su integridad química.
-Las mezclas pueden separarse en sus componentes por medios físicos.
Si la cantidad de una sustancia en una mezcla es mucho mayor que la de otras sustancias
presentes, generalmente decimos que esa mezcla es una sustancia impura y hablamos de las
otras sustancias en la mezcla como impurezas.
La preparación de compuestos generalmente involucra su separación o aislamiento de los
reactivos u otras impurezas. Por tanto la separación de los componentes de una mezcla y su
purificación son problemas frecuentes. Por ejemplo nuestra agua de bebida comienza como una
mezcla de arena, arcilla, sales disueltas y agua. El agua en esta mezcla es el componente de
mayor proporción, por tanto generalmente la llamamos agua impura. ¿Cómo debemos purificarla?
La separación de los componentes de una mezcla está basada en el hecho de que cada
componente tiene diferentes propiedades físicas. Los componentes de una mezcla son siempre
sustancias puras, compuestos o elementos y cada sustancia pura tiene un conjunto único de
propiedades.
Las propiedades de cada muestra de una sustancia pura son idénticas bajo las mismas
condiciones de presión y temperatura. Esto significa que una vez que hemos determinado que una
muestra de Cloruro de sodio (NaCl) es soluble en agua y que una muestra de Dióxido de
Silicio(SiO2) no lo es nos damos cuenta de que todas las muestras de NaCl son solubles en agua y
todas las muestras de SiO2 no lo son.
Igualmente, cada cristal de una sustancia pura funde a una temperatura específica y a una
presión determinada cada sustancia entra en ebullición a una temperatura específica.
Aunque hay muchas propiedades físicas que pueden usarse para identificar una sustancia
particular, nos interesa en este experimento simplemente la separación de los componentes y no
su identificación.
Los métodos que usaremos para la separación dependen de las diferencias en sus

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propiedades físicas, y ellos incluyen los siguientes:
Decantación: separa un líquido de un sólido, (que sedimenta por tener mayor peso) mediante
una suave eliminación del líquido sobrenadante sin perturbar o resuspender el sólido. También
puede utilizarse para separar dos líquidos no miscibles con distintas densidades.
Ejemplo: arena y agua, cloroformo y agua.
Centrifugación: Es un método de separación de mezclas heterogéneas. Los aparatos llamados
centrífugas se utilizan para aumentar la velocidad de sedimentación de la partículas. Los tubos
utilizados pueden ser de base redondeada o cónica, aunque se prefieren éstos últimos porque su
fondo cónico permite apreciar mejor las propiedades del depósito obtenido.
Al colocar los tubos en la centrífuga se debe verificar que los tubos que se colocan en porta tubos
opuestos tengan sus masas equilibradas para lograr una buena nivelación y correcto
funcionamiento del aparato.
Para separar el líquido sobrenadante se utiliza una pipeta Pasteur y se debe evitar su
contaminación con sólido en el caso de su posterior utilización. En caso de que sea desechado se
puede separar por simple inversión del tubo.
Filtración: separa un sólido de un líquido por pasaje de la mezcla heterogénea a través de una
sustancia porosa, un filtro, que permite el paso del líquido pero no del sólido. Los materiales
comunes usados como filtros son papel con distintos tamaños de poro, capas de carbón vegetal,
arena y otros.
Ejemplo: la arena y arcilla del agua de bebida pueden eliminarse de esta manera.
Extracción: separa una sustancia de una mezcla por disolver preferentemente esa sustancia en
un solvente adecuado. Por este proceso se separa generalmente un compuesto soluble de otro
insoluble o de menor solubilidad.
Ejemplo: extraer iodo con solvente orgánico de una solución acuosa, extraer las grasas de la
leche con éter.
Sublimación: en este proceso el sólido pasa directamente a estado gaseoso y vuelve al estado
sólido sin pasar por estado líquido. No todas los sólidos pueden sublimar, esta propiedad se
encuentra directamente relacionada con su naturaleza química.
Ejemplo: Yodo, naftaleno y cloruro de amonio.
Destilación simple y fraccionada: separa dos líquidos miscibles (fraccionada) o un sólido
soluble en un líquido.
Ejemplo: Soluciones de NaCl, soluciones de bicarbonato de sodio.
Solución de alcohol y acetona.
Cristalización: separa dos sólidos con distintas solubilidades en un solvente.
Ejemplo: ácido acetilsalicílico(aspirina ) y ácido salicílico que generalmente lo acompaña.

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La mezcla que vamos a separar contiene 3 componentes: NaCl,( cloruro de sodio) NH4Cl (cloruro
de amonio) y SiO2(dióxido de silicio). Su separación se completará al calentar la mezcla para
sublimar el NH4Cl, extraer el NaCl con agua y finalmente secar el SiO2 remanente, como se
ilustra en el siguiente esquema:
PROCEDIMIENTO:
Cuidadosamente pese una cápsula de evaporación limpia y seca hasta 0.001 g registre este
dato en el informe. Luego coloque 2-3 g de la mezcla desconocida en la cápsula. Pese la cápsula
con la muestra y calcule el peso de muestra. Si su balanza tiene tara automática, úsela.
Calentar
MEZCLA:
NaCl NH4Cl SiO2
NH4Cl sublima
NaCl y SiO2
Solución de NaCl SiO2 húmedo
NaCl SiO2
Pesar NaCl Pesar SiO2
Determinar por
pérdida de peso
Residuo
remanente
Extraer con agua Residuo de extracción
Calentar a sequedad Secar a peso constante

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Coloque la cápsula que contiene la mezcla sobre un triángulo adaptado a un aro BAJO LA
CAMPANA como se muestra en la figura siguiente:
Caliente la cápsula con el mechero hasta que no se formen más humos blancos
(aproximadamente 15 min). Caliente cuidadosamente para evitar salpicaduras, especialmente
cuando hay líquido. Después de los primeros 10 min quite la llama y agite suavemente la mezcla
con la varilla de vidrio; luego aplique calor nuevamente.
Deje enfriar la cápsula hasta que alcance temperatura ambiente y luego pese la cápsula
con su contenido sólido. NUNCA PESE OBJETOS CALIENTES O TIBIOS! Registre la masa en su
informe. La pérdida de peso representa la cantidad de NH4Cl en su muestra; calcúlela y regístrela
en su informe.
Agregue 25 mL de agua al sólido en la cápsula y agite suavemente durante 5 min. Pese
otra cápsula limpia y seca con el vidrio de reloj. Registre este dato en su informe. Decante el
líquido cuidadosamente en la segunda cápsula que había pesado, preste mucha atención para no
transferir sólido a la segunda cápsula. Agregue 10 mL más de agua al sólido en la primera
cápsula, agite y decante este líquido en la segunda cápsula como lo hizo anteriormente. Repita el
mismo procedimiento con otros 10 mL de agua. Este proceso extrae el NaCl soluble de la arena
insoluble. Ahora tiene 2 cápsulas, una contiene arena húmeda y la otra solución de NaCl.
Coloque la cápsula que contiene la solución de NaCl cuidadosamente sobre el triángulo
colocado sobre el aro de metal. Comience a calentar suavemente la solución para evaporar el
agua.
Cuide que no entre en ebullición la solución o salpique, especialmente cuando hay líquido
presente. Cerca del final cubra la cápsula con el vidrio de reloj que había pesado y reduzca el
calor para evitar salpicaduras. Mientras el agua se está evaporando puede proceder a secar el
SiO2 en la otra cápsula como se explica luego. Cuando haya secado completamente el NaCl, no se
condensará más agua en el vidrio de reloj y esto indicará que está seco. Deje que la cápsula y el
vidrio de reloj se enfríen hasta temperatura ambiente y péselos. Registre este dato. La diferencia
Vidrio de reloj
Cápsula de porcelana
Triángulo

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entre este peso y el peso de la cápsula vacía y el vidrio de reloj es el peso de NaCl. Calcule este
peso.
Coloque la cápsula que contiene la arena húmeda sobre el triángulo y cúbrala con un vidrio
de reloj limpio y seco. Caliente suavemente al comienzo hasta que los trozos se rompan y la
arena parezca seca. Luego caliente la cápsula al rojo oscuro y mantenga este calor por 10 min.
Tenga cuidado de no sobrecalentar porque la cápsula se quebrará. Cuando la arena esté seca,
elimine el calentamiento y deje enfriar a temperatura ambiente. Pese la cápsula después que
haya alcanzado temperatura ambiente. Registre este dato. La diferencia entre este peso y el peso
de la cápsula vacía es el peso de arena. Calcule este peso.
Para calentar y secar puede utilizarse un baño de arena con temperatura regulable.
Calcule el porcentaje de cada componente en la mezcla como se muestra en el ejemplo siguiente.
La exactitud de este experimento es tal que combinados en total los tres componentes el
porcentaje debería ser muy cercano a 99%. Si éste fue menor no se trabajó con todas las
precauciones y será necesario prestar mayor atención. Si es más de 100 %, no secó
suficientemente la arena y la sal.
EJEMPLO 1:
¿Cuál es el porcentaje de SiO2 en 7,69 g de una muestra de mezcla si se recuperaron 3,76 g de
SiO2?
SOLUCIÓN:
El porcentaje de cada componente en tal mezcla puede calcularse de la manera siguiente
100% x
mezcladegenMasa
componentedegenMasa
Componente 
Por tanto el porcentaje de SiO2 en esta muestra de mezcla es
%9,48100
69,7
76,3
% 2
2  x
mezcladeg
SiOdeg
SiO

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PREGUNTAS DE REVISIÓN:
1) ¿Cómo puede diferenciar si una muestra es una sustancia o una mezcla?
2) ¿Qué distingue una mezcla de lo que llamamos “ sustancia impura”?
3) Defina el proceso de sublimación.
4) ¿En qué se diferencian la decantación de la filtración? ¿Cuál es más rápida?
5) ¿Porqué nunca debe pesar objetos calientes?
6) ¿Cómo ilustra este experimento la ley de conservación de la materia? Ejemplifique.
7) Se encontró que una mezcla contiene 2,10 g de SiO2, 0,38 g de celulosa y 7,52 g de Carbonato
de calcio. ¿Cuál es el porcentaje de celulosa en esta mezcla?
8) ¿Cómo podría separar una mezcla de NaCl y p-diclorobenceno? Las propiedades físicas más
relevantes del p-diclorobenceno son: sólido cristalino, insoluble en agua y soluble en
cloroformo.
9) ¿Cómo podría separar una mezcla sólida de cloruro de sodio y yodo? El yodo no es soluble en
agua sí lo es en benceno y tetracloruro de carbono.
10) Una estudiante encontró que su mezcla era 15% NH4Cl , 20% NaCl , y 75 % SiO2.
Asumiendo que sus cálculos son correctos. ¿Qué es lo que a Ud. le parece que ella hizo
incorrectamente en su experimento?
11) Establezca diferencias entre sustancias y soluciones.
12) ¿Qué debe tener en cuenta para elegir los métodos de separación de una mezcla?
13) Una mezcla heterogénea está constituida por hierro, aceite y agua. La composición en
masas es: aceite 25% y agua 60 %. Si se separa el aceite,¿Cuál es la composición de la
mezcla resultante?
14) Se tiene una mezcla de cuatro sustancias A, B, C y D que presentan las siguientes
propiedades:
A: sustancia sólida soluble en agua, insoluble en solvente orgánico.
B: sustancia sólida insoluble en agua, soluble en solvente orgánico.
C: sustancia sólida insoluble en agua y en solvente orgánico.
D: Líquido inmiscible en agua, miscible en solvente orgánico, disuelve a B.
Realice un esquema de un posible procedimiento a seguir para separar los componentes de la
mezcla.
15)¿Cómo separaría AgCl(cloruro de plata) de BaCl2 (cloruro de bario)?Investigue.
16)¿Podría haberse realizado la separación del experimento en un orden diferente? Por ejemplo si
la muestra se sometiera a extracción con agua primero y luego tanto el extracto como el
residuo insoluble se calentaran a sequedad, podría determinarse las cantidades de NaCl, NH4Cl
y SiO2 originalmente presentes? Sí o No ¿Por qué?