QUÍMICA II..BACHILLERATO

1. Química 2

2. COLEGIO DE BACHILLERES
DEL ESTADO DE SONORA
Director General
Lic. Bulmaro Pacheco Moreno
Director Académico
Profr. Adrián Esquer Duarte
Director Administrativo
C.P. Gilberto Contreras Vásquez
Director de Planeación
Profr. Adrián Esquer Duarte
Director Financiero
Lic. Oscar Rascón Acuña
QUÍMICA 2
Módulo de Aprendizaje.
Copyright ©, 2004 por Colegio de Bachilleres
del Estado de Sonora
todos los derechos reservados.
Primera edición 2006. Impreso en México.
DIRECCIÓN ACADÉMICA
Departamento de Desarrollo Curricular
Blvd. Agustín de Vildósola, Sector Sur
Hermosillo, Sonora. México. C.P. 83280
Registro ISBN, en trámite.
COMISIÓN ELABORADORA:
Elaboración:
Juan Manuel Osuna Aguilar
Olivia Robles Ahumada
Rita Elma Romero Andrade
Leonardo Téllez Verdugo
Capturista:
Ramón Humberto Sánchez Salazar
Heriberto Enríquez Carrizosa
Corrección de Estilo:
Flora Inés Cabrera Fregoso
Supervisión Académica:
María Jesús Armida Fontes Valdez
Revisión Académica:
Martha Patricia Barceló Lara
Juan Edmundo Carrillo Bastida
Edición:
Bernardino Huerta Valdez
Coordinación Técnica:
Karina Virginia Balderas Reyes
Coordinación General:
Profr. Adrián Esquer Duarte
Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de diciembre de 2006.
Diseñada en Dirección Académica del Colegio de Bachilleres de Estado de Sonora
Blvd. Agustín de Vildósola; Sector Sur. Hermosillo, Sonora, México
La edición consta de 9,150 ejemplares.
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3. Ubicación Curricular
COMPONENETE: CAMPO DE CONOCIMIENTO:
FORMACIÓN BÁSICA CIENCIAS NATURALES
Esta asignatura se imparte en el segundo semestre, tiene como antecedente
Química 1 del nivel básico, la asignatura consecuente es Geografía y Física 1 y
se relaciona con todas las asignaturas del campo de las ciencias exactas.
HORAS SEMANALES: 5 CRÉDITOS: 10
DATOS DEL ALUMNO
Nombre: ______________________________________________________
Plantel: _________________________________________________________
Grupo: ___________________________ Turno: ________________________
Domicilio: _____________________________________________________
______________________________________________________________
__________________________________ Teléfono:___________________
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4. Mapa Conceptual de la Asignatura
4

5. Índice
Recomendaciones para el alumno ..........................................................................7
Presentación.............................................................................................................8
UNIDAD 1. Estequiometría .......................................................................................... 9
1.1. Bases de la estequiometría................................................................................ 10
1.1.1. Reacciones químicas y estequiometría ................................................. 14
1.2. Reactivo limitante................................................................................................ 22
1.3. La contaminación del aire .................................................................................. 25
1.3.1. Inversión térmica...................................................................................... 26
1.3.2. Smog ........................................................................................................ 28
1.3.3. Lluvia ácida............................................................................................... 32
1.4. La contaminación del agua................................................................................ 34
Sección de Tareas ......................................................................................................... 33
Autoevaluación ............................................................................................................... 63
Ejercicios de Reforzamiento .......................................................................................... 67
UNIDAD 2. Sistemas dispersos................................................................................. 75
2.1. Mezclas homogéneas y heterogéneas............................................................. 76
2.1.1. Métodos de separación de mezclas...................................................... 77
2.2. Disoluciones, coloides y suspensiones ............................................................ 79
2.2.1. Características de las disoluciones......................................................79
2.2.1.1. Osmosis ....................................................................................82
2.2.1.2. Disoluciones isotónicas ...........................................................82
2.2.2. Características de los coloides.............................................................83
2.2.2.1. Diálisis .......................................................................................84
2.2.2.2. Floculación................................................................................84
2.2.2.3. Superficie de adsorción ...........................................................85
2.2.2.4. Características de las suspensiones ......................................86
2.3. Concentración de las disoluciones .................................................................86
Sección de Tareas .......................................................................................................93
Autoevaluación .............................................................................................................99
Ejercicios de Reforzamiento ........................................................................................103
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6. Índice (cont’)
UNIDAD 3. Compuestos del carbono.....................................................................107
3.1. Estructura molecular de los compuestos de carbono ..................................108
3.1.1. Configuración electrónica del carbono e hibridación (sp, sp2, sp3)...109
3.1.2. Geometría Molecular (tetraédrica, trigonal, plana y lineal)..................112
3.2. Tipos de cadena e isomería.............................................................................113
3.2.1. Tipos de cadenas...................................................................................113
3.2.2. Isomería ..................................................................................................114
3.2.2.1. De cadena ................................................................................115
3.2.2.2. De posición...............................................................................115
3.2.2.3. De función.................................................................................116
3.3. Hidrocarburos ...................................................................................................117
3.3.1. Alcanos....................................................................................................118
3.3.2. Alquenos .................................................................................................126
3.3.3 Alquinos....................................................................................................132
3.3.4. Aromáticos (benceno) ...........................................................................136
3.4. Grupos funcionales ..........................................................................................139
3.4.1. Alcohol.....................................................................................................141
3.4.2. Éter...........................................................................................................144
3.4.3. Aldehído ..................................................................................................146
3.4.4. Cetona.....................................................................................................148
3.4.5. Ácido Carboxílico....................................................................................150
3.4.6. Éster.........................................................................................................152
3.4.7. Amida ......................................................................................................154
3.4.8. Amina ......................................................................................................156
3.4.9. Halogenuro de Alquilo ...........................................................................160
Sección de Tareas .......................................................................................................165
Autoevaluación .............................................................................................................193
Ejercicios de Reforzamiento ........................................................................................197
UNIDAD 4. Macromoléculas....................................................................................205
4.1. Importancia de las macromoléculas naturales ..............................................208
4.4.1. Carbohidratos.........................................................................................209
4.1.2. Lípidos.....................................................................................................217
4.1.3. Proteínas .................................................................................................222
4.2. Macromoléculas sintéticas .............................................................................231
Sección de Tareas .......................................................................................................231
Autoevaluación .............................................................................................................247
Ejercicios de Reforzamiento ........................................................................................251
Claves de respuestas ..................................................................................................259
Glosario.........................................................................................................................260
Bibliografía ....................................................................................................................262
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7. Recomendaciones para el alumno
El presente Módulo de Aprendizaje constituye un importante apoyo para ti, en él
se manejan los contenidos mínimos de la asignatura de Química 2.
No debes perder de vista que el Modelo Académico del Colegio de Bachilleres del
Estado de Sonora propone un aprendizaje activo, mediante la investigación, el
análisis y la discusión, así como el aprovechamiento de materiales de lectura
complementarios; de ahí la importancia de atender las siguientes
recomendaciones:
Maneja el Módulo de Aprendizaje como texto orientador de los contenidos
temáticos a revisar en clase.
Utiliza el Módulo de Aprendizaje como lectura previa a cada sesión de clase.
Al término de cada unidad, resuelve la autoevaluación, consulta la escala de
medición del aprendizaje y realiza las actividades que en ésta se indican.
Realiza los ejercicios de reforzamiento del aprendizaje para estimular y/o
reafirmar los conocimientos sobre los temas tratados.
Utiliza la bibliografía recomendada para apoyar los temas desarrollados en
cada unidad.
Se recomienda agregar definiciones al glosario.
Para comprender algunos términos o conceptos nuevos, consulta el glosario
que aparece al final del módulo.
Para el Colegio de Bachilleres es importante tu opinión sobre los Módulos de
Aprendizaje, si quieres hacer llegar tus comentarios, utiliza el portal del
Colegio www.cobachsonora.edu.mx
7

8. Presentación
El Módulo de Aprendizaje de Química 2, ha sido elaborado con el propósito de
que alumnos y maetros tengan un apoyo didáctico que les permitan desarrollar
habilidades académicas, ya que es un programa integrado por conceptos básicos
y aplicaciones prácticas de la química actual.
Trata de estimular tu interés, para que descubras parte del conocimiento general
por los científicos que se han dedicado al estudio de la química; lo anterior con
base en ejemplos tomados de la vida cotidiana, actividades y ejercicios de
reforzamiento que se presentan en cada una de las unidades.
Se recomienda a los docentes, que el contenido y los ejercicios pueden ser
aumentados para un aseguramiento de las habilidades académicas que se
sugieren en cada unidad.
8

9. Química 2
Unidad 1
Estequiometría
Objetivos:
El alumno:
• Determinará las cantidades de reactivos
y productos involucrados en una
reacción química, por medio de la
aplicación del mol; analizando la
importancia que tiene este tipo de
cálculos en los procesos químicos que
tienen repercusiones socioeconómicas
y ecológicas, con una actitud crítica y
responsable.
Temario:
¿Sabías que?
• Bases de la estequiometría.
Calcular las cantidades precisas que deben intervenir en una • Reactivo limitante.
reacción química es fundamental en la industria química; con esto • La contaminación del aire.
se evita el desperdicio y se logra homogenizar la calidad de los • La contaminación del agua.
productos. Algunas de las áreas donde se aplica la estequiometría
son:
Agricultura: producción de fertilizantes.
Minería: métodos de separación de metales.
Medicina: producción de medicamentos con una dosificación
precisa.
Perfumería: producción de diversas fragancias en jabones,
shampoo, lociones, etc.
Aeronáutica: producción de carburantes.
Ecología ambiental: reactivos para determinar la concentración
de monóxido de carbono en la atmósfera.
En la casa: soluciones desmanchadoras de utensilios de plata.
9

10. Química 2
Evaluación diagnóstica de conocimientos previos
Antes de iniciar ésta unidad elabora, con los siguientes conceptos, un mapa
conceptual y muéstralo a tu profesor cuando te los solicite:
- Símbolo - Compuesto
- Elemento - Molécula
- Fórmula - Isótopo
1.1. BASES DE LA
ESTEQUIOMETRÍA.
A través de la fabricación de productos químicos se satisfacen muchísimas
necesidades del hombre. El conocer de qué está formada la materia y saber en
qué se puede transformar, sin duda alguna, contribuye a ser más confortable
nuestra vida.
Recuerda los principales
símbolos utilizados en las La gasolina, las pinturas, los cosméticos, los alimentos, recipientes de vidrio,
ecuaciones químicas. plástico o fierro, el papel, entre otros, son algunos productos que se obtienen
mediante procesos químicos en los cuales se deben evitar desperdicios, por
→ , ↑ , ↓ ,s , g , l,
ejemplo, cuando se quiere preparar una comida o cena que impresione a los
ac ó aq, , → invitados se selecciona la mejor receta de nuestro catálogo. Antes de preparar el
← . banquete revisamos ciertos detalles, entre ellos:
a) Número de invitados.
b) Número de raciones que deben prepararse.
c) Cantidad y tipo de ingredientes que deben comprarse para preparar el total
de raciones.
TAREA 1 d) Tiempo de preparación, etc.
Durante la preparación, se debe seguir paso a paso las instrucciones de la
receta, se cuida en todo momento que la cantidad y tipo de ingredientes sean
los estimados en nuestro recetario. Esto nos garantiza un estupendo banquete,
Página 37. con la menor cantidad de desperdicio posible.
Este mismo plan se puede aplicar a los procesos químicos, ya que a través de
ellos se desea obtener la mayor cantidad posible de un producto y, por
supuesto, el menor desperdicio posible. La diferencia es que aquí, los
ingredientes son los reactantes que al reaccionar entre sí forman un producto.
Las cantidades de reactantes y productos, se estiman y se expresan en las
TAREA 2 unidades químicas de masa llamadas moles.
Este tipo de estimaciones o relaciones cuantitativas entre las sustancias que
inician el proceso y los productos esperados, es lo que se analizará en la
presente unidad, teniendo como apoyo los conceptos vistos en química 1.
Página 39.
Etimológicamente hablando, la palabra estequiometría proviene de dos vocablos
griegos que son: stoichen que significa elemento y metron que significa medida.
La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio
cuantitativo de los moles, las masas y los volúmenes de reactivos y productos
que participan en una reacción.
10

11. Estequiometría
No debemos olvidar, que cuando se habla de “un estudio cuantitativo”, se está
refiriendo a un estudio de las cantidades de masa de las sustancias que están
participando en una reacción. TAREA 3
En los siguientes puntos en esta unidad, se resolverá una serie de ejercicios
relacionados con la estequiometría de diferentes tipos de reacciones. Para
resolver este tipo de problemas, debes tener presente lo siguiente:
Página 41.
a) Tu punto de partida debe ser el enunciado del problema y la ecuación
química balanceada.
b) La unidad química de masa es el mol.
c) Como unidad física de masa se tomará al gramo.
Es importante que analices algunos conceptos tales como: masa atómica, mol,
peso o masa molecular, masa molar y volumen molar, para que puedas realizar
cálculos estequiométricos en unidades químicas y físicas.
Masa atómica
¿Es posible desarrollar un instrumento que pueda medir la masa atómica de un
sólo átomo de algún elemento?
Cuando en la tabla periódica se lee masa atómica, se habla de masa atómica Espectrofotómetro
relativa de los elementos, ya que se realiza una comparación con una unidad de
referencia. No se puede pesar la masa del átomo individualmente. Lo que sí se
puede es calcular la masa atómica promedio de un elemento, si se sabe la masa
y también la abundancia relativa de cada isótopo. Todos los elementos de la TAREA 4
tabla periódica se derivan de sus isótopos que se forman en la naturaleza.
La unidad de referencia se llama u.m.a., que quiere decir: unidad de masa
atómica.
Página 43.
Valor u.m.a= a la doceava parte (1/12) de la masa del isótopo 12 del átomo de
carbono.
1 u.m.a = 1.66054x10-24 gr
1 gr = 6.02214x1023 u.m.a.
Está calculado que si
Una muestra de cualquier elemento cuya masa sea igual a su masa atómica, pusiéramos un mol de canicas
contiene el mismo número de átomos, independientemente del tipo de elemento. muy cuidadosamente en la
superficie de la tierra de
A este número se le conoce como número de Avogadro (N). manera que quedaran muy
bien acomodadas ocupando la
Mol mayor superficie posible, daría
como resultado una capa de
Si no existiera el mol, ¿Qué otra unidad podría utilizar para sustituirla? aproximadamente cinco
kilómetros de espesor.
¿Por qué no utilizan gramos en lugar de moles como unidades de cantidad de
materia?
Así como se utiliza una decena para representar 10 unidades o una centena para
Investiga en internet sobre la
100 unidades; así, en química se utiliza el término mol para representar vida del químico italiano
6.02x1023 unidades elementales como átomos, moléculas, iones, etc. ,de esta Amadeo Avogadro (1776-1856)
manera tenemos que: y la manera cómo su trabajo
condujo a los científicos al
número de partículas de un
1mol de átomos de Hidrógeno contiene 6.02x1023 átomos de hidrógeno. mol.
1mol de moléculas de agua contiene 6.02x1023 moléculas de agua.
1mol de iones de calcio contiene 6.02x1023 iones de calcio.
11

12. Química 2
Al número 6.02 x 1023, se le conoce como número de Avogadro, en honor del
TAREA 5
físico italiano Amadeo Avogadro (1776 – 1856), este número es una constante
importante en la Física y en la Química, y se ha determinado experimentalmente
con varios métodos independientes entre sí.
Si escribes completo el número de Avogadro, tendrás esta cifra.
Página 45.
602 000 000 000 000 000 000 000
En química, la unidad mol (n), es fundamental ya que se utiliza para: cálculos en
reacciones, cálculos en disoluciones, en reacciones de neutralización, etc.
Imaginar la magnitud de este número de Avogadro no es fácil, porque es una
cantidad extremadamente grande; a manera de analogía se podría expresar de
la siguiente manera: si 10,000 personas comenzaran a contar una mol de granos
de arroz, y cada persona contara a razón de 100 granos de arroz por minuto,
cada minuto al día, se tardarían más de un billón de años para terminar de
Amadeo Avogadro contar una mol de arroz. En definitiva el término mol no se utiliza para contar
entidades macroscópicas, pero sí para efectos de contar átomos, moléculas o
iones.
TAREA 6
El problema para medir moles reside en su propio concepto, no se puede tomar
un mol de una sustancia a base de contar átomos por el tamaño tan grande del
Número de Avogadro y el hecho de que es imposible “obtener” un átomo. Por
eso, en el laboratorio o para realizar cálculos se necesita encontrar una relación
Página 47. entre el mol y otra magnitud más fácil de medir la masa. Así se puede medir
moles usando una balanza.
El mol representa un número, así como una centena se refiere a 100, el mol
representa el número de Avogadro 6.02x1023 átomos, moléculas o iones.
Peso molecular o masa molecular
El peso molecular o masa molecular se define como: “La suma de las masas
atómicas (m.a) o pesos atómicos (p.a.) de los átomos que constituyen una
molécula expresada en unidades de masa atómica (uma)”.
La fórmula H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta
exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Tomando en
consideración que contar los átomos o a las moléculas de uno a uno es un poco
Balanza difícil, todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las
masas de los compuestos estudiados.
12

13. Estequiometría
Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas de
átomos.
Peso o Pesos totales Peso o
Número
Fórmula Elemento Masa de cada masa
de átomos
atómica elemento molecular
Na 23 u.m.a. 1 23
NaOH O 16 u.m.a. 1 16 40 u.m.a.
H 1 u.m.a. 1 1
Al 27 u.m.a. 2 54
Al2(Cr2O7)3 Cr 52 u.m.a. 6 312 702 u.m.a.
O 16 u.m.a. 21 336
INSTRUCCIONES: Observa los ejemplos anteriores y deduce los pasos para
calcular el peso o masa molecular de una sustancia.
1. ______________________________________________________________ EJERCICIO 1
2. ______________________________________________________________
3. ______________________________________________________________
4. ______________________________________________________________
5. ______________________________________________________________
Masa molar
Es la masa en gramos de un mol de átomos, moléculas u otras partículas. La TAREA 7
masa de un elemento en gramos tiene el mismo valor numérico que la masa
atómica. La masa atómica (gr) de un compuesto contiene el número de
Avogadro de átomos y se define como la masa molar del elemento. Expresado
de otra manera.
Página 49.
“Es la masa atómica o masa molecular expresada en gramos, sus unidades son
gramos/mol”.
Masa atómica Masa molar Cantidad de 47 Número atómico
Elemento
(u.m.a.) (gramos) átomos
Na 22.98 22.98 6.02x1023 Ag Símbolo
Cu 63.54 63.54 6.02x1023
Ag 107.86 107.86 6.02x1023 107.86 Masa molar
Ejemplo:
La masa molecular del H2O = 18 uma y su masa molar es = 18 gr/mol.
La masa atómica del Ba = 137.34 uma y su masa molar es = 137.34 gr/mol.
Resumiendo lo anterior:
18 gr de H2O = 1 mol de H2O
137.34 gr de Ba = 1 mol de Ba
13

14. Química 2
Volumen molar
Experimentalmente se ha determinado que el volumen que ocupa un mol de
cualquier gas es de 22.4 litros en C.E (Condiciones Estandar) de presión (P) y
temperatura (T). A este volumen se le llama: VOLUMEN MOLAR.
V= (n) (22.4 L)
Donde n= número de moles
1.1.1 Reacciones químicas y estequiometría
El siguiente mapa conceptual retoma algunos conceptos que te servirán para
realizar los cálculos estequiométricos en una reacción química.
REACCIÓN QUÍMICA
Se define como
El proceso en el cual una o varias substancias cambian
para formar una o más sustancias nuevas.
Se representa
mediante
ecuaciones
químicas
por ejemplo
¿Sabías que un mol
contiene 6.02x1023 moléculas, Son
por lo tanto: un mol de
cualquier gas tendrá el mismo Construidas en una fórmula en El hidrógeno gas (H2) puede
volumen que un mol de otro la cual el signo + se lee como reaccionar con oxígeno gas (2O)
gas a la misma temperatura y “reacciona con”, y la flecha para dar agua (H2O). La ecuación
significa “produce” química para esta reacción es
presión?
sus componentes son
por ejemplo
las fórmulas químicas a la los números a la
izquierda de la flecha, que izquierda de las
representan las fórmulas son los
sustancias de partida, coeficientes (el
denominadas reactivos coeficiente 1 de omite)
las fórmulas químicas a 2H2+O2 2H2O
la derecha de la flecha,
que representan las
sustancias producidas, por ejemplo
denominadas productos
2H2+O2 2H2O
reactivos productos
indispensable usar ecuaciones químicas balanceadas para resolver problemas
de estequiometría?
14

15. Estequiometría
Cálculos de masa expresados en unidades químicas
El concepto de mol ya fue revisado, por lo que se realizará su aplicación en los
siguientes problemas. La unidad química de masa
es el mol.
Las relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos de una reacción
química, se pueden interpretar en términos de moles. Esto lo podemos observar en
el siguiente ejemplo:
Una reacción fotoquímica que se lleva a cabo durante la formación del smog es la
siguiente.
Reacción química balanceada:
2NO + O2 → 2NO2
Interprétalo en términos de moles:
____moles de NO reaccionan con ____ moles O2 para producir ____moles de NO2
o bien con puras palabras: El número de moles está
determinado por los
____ moles de monóxido de nitrógeno reaccionan con ____ moles de oxígeno para coeficientes en la
ecuación balanceada. Si
producir ____ moles de dióxido de nitrógeno. no aparece el coeficiente,
se sobreentiende que su
valor es igual a uno.
Para resolver problemas estequiométricos puedes seguir la metodología que a
continuación se te presenta:
a) Lee cuidadosamente el enunciado del problema.
b) Partiendo de la ecuación balanceada determina lo siguiente: ¿cuántas moles
de monóxido de nitrógeno deben reaccionar para producir 5 moles de dióxido
de nitrógeno?
2NO + O2 → 2NO2
2 mol 1 mol 2 mol
c) Este tipo de problemas se resuelve a través de una regla de tres simple, en la
que la primera parte de la regla de tres la obtendrás del enunciado del
problema y la segunda parte de la regla de tres la obtendrás de la ecuación
química balanceada.
2NO + O2 → 2NO2
Primera parte X mol 5 mol
Segunda parte 2 mol 2 mol
La regla de tres simple te quedará de la siguiente manera:
X mol de NO --------- 5 mol de NO2
2 mol de NO --------- 2 mol de NO2
Resuelve la ecuación utilizando una regla de tres simple para encontrar el valor de
la incógnita.
X mol de NO = (2 mol NO ) ( 5 mol NO2)
( 2 mol NO2)
x mol de NO = 5 mol NO
15

16. Química 2
El resultado nos indica que deben de reaccionar 5 moles de NO para producir 5
moles de NO2, al finalizar la reacción.
A continuación, tendrás la oportunidad de poner en práctica la estrategia sugerida
para resolver problemas estequiométricos en donde el resultado debe ser
expresado en moles.
EJERCICIO 2 Dentro del aula, intégrate a un grupo de trabajo con 4 de tus compañeros
y resuelve los problemas tipo que aparecen a continuación, aplicando
paso a paso la estrategia sugerida. Comenta con tu profesor los
resultados o dudas.
1. Partiendo de la ecuación balanceada, determina lo siguiente:
¿Cuántas moles de hidróxido de aluminio deben reaccionar para
producir 4 moles de sulfato de aluminio?
2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O
2. ¿Cuántos gramos de nitrato de plata deben reaccionar con el cloruro
de bario para producir 4 moles de nitrato de bario, de acuerdo a la
siguiente reacción balanceada?
BaCl2 + 2AgNO3 → 2AgCl + Ba(NO3)2
TAREA 8
Al momento de resolver los problemas, habrás observado que la ecuación química
balanceada te sirve como apoyo para plantear dicho problema.
Página 51. Cálculos de masa expresados en unidades físicas
Otra forma de expresar las relaciones entre reactantes y productos, dentro de una
ecuación química, son las unidades físicas de masa.
Como se estableció anteriormente, uno de los puntos de partida para realizar
cálculos en reacciones químicas, es la ecuación química balanceada. En ésta, las
cantidades de masa se expresan en número de moles. Por ejemplo:
La unidad física de masa
que utilizaremos es el
gramo. Ecuación química balanceada:
Zn + 2AgNO3 → 2Ag + Zn(NO3)2
Interpreta la ecuación en términos de moles:
Para convertir moles a ___mol de Zn reacciona con ___ moles de AgNO3 para producir ___moles de Ag y
gramos, se multiplica el
peso molecular de la ___ mol de Zn(NO3)2
sustancia por el número
de moles de dicha
sustancia en la Para expresar la ecuación en unidades físicas, deberás convertir las moles a
ecuación.
gramos, tal y como se observa a continuación:
Zn + 2AgNO3 → 2Ag + Zn(NO3)2
16

17. Estequiometría
Interpreta la ecuación en términos de gramos:
___gr de Zn reaccionan con ___ gr de AgNO3 para producir ___gr de Ag y ___ gr
de Zn(NO3)2
INSTRUCCIONES: De la ecuación que acabas de resolver, se pueden derivar
una serie de preguntas que establecen relaciones cuantitativas entre los
reactantes y productos. Por ejemplo:
a) ¿Cuántos gramos de zinc deben reaccionar con el nitrato de plata para
producir 1500 gr de plata? EJERCICIO 3
b) ¿Cuántos gramos de nitrato de plata se requieren para producir 100 gr de
nitrato de zinc?
c) ¿Cuántas moles de Zn deben reaccionar con el nitrato de plata para
producir 250 gr de plata?
A continuación, tendrás la oportunidad de resolver problemas estequiométricos
donde los resultados deben ser expresados en unidades físicas de masa o gramos.
Para lograrlo se sugiere lo siguiente:
INSTRUCCIONES: Resuelve en tu cuaderno los siguientes ejercicios
1. Cuantos gramos de zinc deben reaccionar con el nitrato de plata para
producir 1500 gr de plata?
EJERCICIO 4
Zn + 2AgNO3 → 2Ag + Zn(NO3)2
2. ¿Cuántas moles de zinc deben reaccionar con el nitrato de plata para
producir 250 gr de plata
Zn + 2AgNO3 → 2Ag + Zn(NO3)2
Como pudiste observar al resolver el ejercicio anterior, en ocasiones, las unidades
de masa se pueden dar en moles y gramos dentro del mismo problema.
TAREA 9
Para fortalecer tu práctica en la solución de problemas estequiométricos, cuyos
resultados deban ser expresados en unidades físicas de masa o gramos,
resuelve la tarea indicada:
Página 53.
17

18. Química 2
Cálculos estequiométricos en soluciones donde intervienen gases
En las reacciones químicas, también participan sustancias gaseosas en solución.
Para indicar las cantidades de dichas sustancias, generalmente se utilizan las
moles como unidad de masa y los litros como unidad de volumen.
Identificar el número de moles de sustancias gaseosas que están participando en
una ecuación química, no debe ser un problema ya que los coeficientes en la
ecuación nos lo indican. Sin embargo, determinar el volumen de la sustancia
gaseosa pudiera parecer problemático, ya que la ecuación por sí misma no lo
indica. Por ejemplo: en la reacción del aluminio con ácido clorhídrico.
2Al ( s ) + 6HCl (ac) → 2AlCl3 + 3H2 (g)
Para saber más y
enriquecer el tema, visita
¿Cuántas moles de H2 participan en la reacción?
el sitio:
http://www.ur.mx/cursos/
diya/quimica/jescobed/la ___moles de H2
b03.htm
¿Cuántos litros de H2 participan en la reacción?
___litros de H2
Para resolver este pequeño inconveniente, retomaremos el concepto de volumen
molar, el cual establece que:
una mol de cualquier gas bajo condiciones estándar,
ocupan un volumen de 22.4 litros.
TAREA 10
Con esta información, podemos concluir que el hidrógeno que aparece en la
reacción anterior ocupa un volumen igual a:
___litros de H2
Página 55.
La metodología para resolver este tipo de problemas, es la misma que has venido
utilizando en los problemas anteriores; el único cambio que se observa, es la
conversión de moles a litros, cuando se trata de sustancias gaseosas.
Composición centesimal o porcentual de un compuesto
Se acostumbra expresar la composición de un compuesto en porcentaje (%),
esto es, indicando el número de gramos de cada elemento presente en 100
gramos del compuesto.
Por ejemplo, si quieres verificar la pureza de un compuesto, puedes comparar la
composición calculada de una sustancia con la obtenida experimentalmente.
18

19. Estequiometría
Las fórmulas para determinar el porcentaje de un elemento en un compuesto
son:
peso atómico del elemento x subíndice
A) % de x =________________________________________ x 100
peso molecular
peso del elemento
B) % de x = ________________________________________ x 100
peso del compuesto
La primera fórmula se utiliza si se conoce la fórmula del compuesto, y la
segunda si se cuenta con datos experimentales.
Ejemplos:
1. ¿Cuál es la composición centesimal del agua (H2O)?
H =1 O = 16 Masa Molecular del H2O = 18
p.a. H x 2
% de H = _____________________ x 100
P.M H20
1X 2
% de H = ___________________ x 100
18
% de H = 11.11
p.a del
% de O = _______________________ x 100
P.M. del H2O
16
% de O = _______________________ x 100
18
% de O = 88.99
% de H + % de O = 100%
2. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán de 250 gr. de una sustancia que
contiene 81.8 % de oxígeno?
Gramos del compuesto = 250 = 100%
Gramos del oxígeno = x
19

20. Química 2
Entonces resolvemos mediante una regla de tres:
250 gr → 100%
X ← 81.8%
(250gr) (81.8%)
TAREA 11 X = ______________
100%
X = 204.5 gr. de Oxígeno
Página 57. ¿Qué diferencia hay entre una fórmula empírica y una fórmula molecular?
Formula mínima o empírica
El término o concepto fórmula mínima o empírica se refiere al tipo de fórmula
¿Sabías que el índigo que proporciona la información mínima acerca de un compuesto, es decir, da
es un colorante utilizado sólo el número relativo de moles.
para el color azul de los
pantalones de mezclilla
y se prepara usando Así como una fórmula nos permite obtener los porcentajes en peso de los
amida de sodio? La elementos, es factible el proceso inverso, basta conocer la composición
amida de sodio porcentual de un compuesto para obtener su fórmula mínima.
contiene el siguiente
porcentaje de masa de
elementos: Hidrógeno ¿Cómo se puede determinar la fórmula mínima de un compuesto?
5.17% nitrógeno 35.9%
y sodio 58.9%. La puedes determinar de la siguiente manera:
Encuentra la fórmula de
la amida de sodio.
1. Determinar el número relativo de átomos presentes y dividir el % en peso del
elemento problema entre su propio peso atómico.
2. Dividir los valores obtenidos entre el menor de ellos.
3. Si se obtienen fracciones, multiplicar los valores fraccionarios obtenidos por
el mínimo común múltiplo.
Ejemplo No. 1: ¿Cuál será la fórmula mínima o empírica de un compuesto, cuya
composición es: P = 43.65% O = 56.36%?
Datos:
Pesos atómicos: P = 32
O = 16
Paso No. 1: Determinar el número relativo de átomos.
P = 43.65 / 31 = 1.4
O = 56.36 / 16 = 3.5
Paso No. 2: Dividir los valores obtenidos entre el menor.
P = 1.4 /1.4 = 1
TAREA 12 O = 3.5 / 1.4 = 2.5
Paso No. 3: Multiplicar por el mínimo común múltiplo todos los valores
obtenidos en el paso anterior.
Página 59. P = 1x2 = 2
O = 2.5 x 2 = 5
20

21. Estequiometría
La fórmula mínima o empírica resultante es: P2O5
Anota el nombre de la fórmula mínima resultante.__________________
Fórmula molecular
La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula mínima o empírica, se le suele
llamar fórmula condensada o fórmula verdadera y nos indica el número total de
átomos de cada elemento que se encuentra presente en una molécula de un
compuesto.
Para determinar la fórmula molecular
1. Calcular el “peso fórmula” de la fórmula mínima, sumando los pesos
atómicos de los elementos que le forman.
2. Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso fórmula
(fórmula mínima).
F = Peso molecular/ peso fórmula
3. Multiplicar el factor anterior, aproximado a un número entero, por los
índices de la fórmula mínima, para obtener los índices de la fórmula
molecular.
Fórmula molecular = Factor (Fórmula mínima).
Ejemplo:
1. La fórmula mínima de un compuesto es CHO2 , y su peso molecular es
de 90, ¿Cuál es su fórmula molecular?
Para saber más y
enriquecer el tema, visita el
Datos:
sitio:
Fórmula mínima = CHO2 http://edulat.com/diversifica
Peso molecular = 90 gr/mol do/quimica/4to/22.htm
Peso fórmula = 12 + 1 + 32 = 45
Factor = 90 / 45 = 2
Fórmula molecular: Factor (fórmula molecular)
Fórmula molecular: 2 (CHO2) = C2H2O4
2. Por análisis se encontró que un compuesto orgánico tiene la siguiente
composición: C= 40%, H= 6.71%, O = 53.29 %, y que su peso
molecular es de 182 gr/mol. (C=12, H=1, O=1) ¿Cuál es la fórmula
molecular?
1. C=40/12= 3.33
H= 6.71 / 1 = 6.71
O= 53.29 / 16 =3.33
2. C= 3.33 / 3.33 = 1
H= 6.71/ 1 = 6.71
O= 3.33/ 3.33 = 1
La fórmula empírica o mínima es : CH2O
3 Peso fórmula: 12 + 2 + 16 = 30
Peso molecular: 182/30 = 6
La fórmula molecular es : (6) (CH2) = C6H12O6
21

22. Química 2
1.2. REACTIVO LIMITANTE.
Se van a preparar sándwiches para un equipo de estudiantes del Colegio de
Bachilleres que van a hacer una práctica de campo al Centro Ecológico de
Sonora. Para preparar un sándwich se necesitan dos rebanadas de pan, una
rebanada de queso amarillo y una rebanada de jamón. Tenemos 50 rebanadas
de pan, 21 rebanadas de jamón y 30 rebanadas de queso. Sólo se pueden
preparar 21 sándwiches de jamón y queso porque ya no se tiene más jamón.
Entonces se puede decir que el jamón es el ingrediente limitante al número de
sándwiches preparados. Y llamamos reactivos en exceso a las rebanadas de
pan y queso que quedaron.
Haciendo una analogía con una reacción química, el reactivo que se consume o
se agota antes que los demás, es el reactivo limitante, y hace que se detenga la
reacción, dejando a los reactivos en exceso como sobrantes.
Por ejemplo: se quiere obtener agua a partir de 10 moles de H2 y 7 moles de O2 .
2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O(l)
Dado que la estequiometría de la reacción indica que 2 moles de hidrógeno
Al reactivo que se encuentra reaccionan con una mol de oxígeno para obtener dos moles de agua.
en menor proporción, respecto
a la estequiometría de la Dado que dos moles de H2 ≈ 1 mol de O2 , el número de moles de O2 que se
reacción se le conoce como necesitan para reaccionar todo el H2 es:
reactivo limitante y el que
sobra, como reactivo en
exceso (10 moles H2 ) ( 1 mol O2)
Moles de O2 = ___________________________ = 5 moles O2
2 moles H2
Como había 7 moles de O2 al iniciar la reacción, ahora habrá:
7 moles O2 – 5 moles O2 = 2 moles O2
de tal manera que quedarán 2 moles O2 cuando se haya agotado el H2.
En este ejemplo, el H2 es el reactivo limitante, que nos indica que se consumió
todo el hidrógeno y que la reacción se detendrá; el O2 es entonces el reactivo en
exceso dado que al realizar los cálculos nos quedaron dos moles del mismo. Lo
anterior demuestra que las cantidades de productos formados en una reacción
están determinados por la cantidad del reactivo limitante.
En una reacción química la situación es similar: una vez que se haya consumido
uno de los reactivos, la reacción se detiene.
2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l)
Así, si se quiere obtener agua a partir de 10 moles de hidrógeno y 7 moles de
oxígeno, como la estequiometría de la reacción es: 2 moles de hidrógeno
reaccionan con 1 mol de oxígeno para dar 2 moles de agua, una vez que haya
22

23. Estequiometría
reaccionado todo el hidrógeno quedarán 2 moles de O2 y se habrán obtenido 10
moles de agua.
Ejemplo:
Considera la siguiente reacción:
2NH3 + CO2 → (NH2) 2 CO + H2O
Imagina que se mezclan 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos
de urea (NH2) 2 CO se obtendrán?
1. Primero tienes que convertir los gramos de reactivos en moles:
637.2 g NH3 x 1 mol = 37.48 moles NH3
17 g
1142 g CO2 x 1 mol = 25.95 moles CO2
44 g
2. Después se define la proporción estequiométrica entre reactivos y
productos:
A partir de 2 moles de NH3 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO
A partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO
3. Se calcula el número de moles de producto que se obtendrán si cada
reactivo se consumiera en su totalidad:
37.48 moles NH3 x 1 mol (NH2)2CO = 18.74 moles (NH2)2CO
2 mol NH3
25.95 moles CO2 x 1 mol (NH2)2CO = 25.95 moles (NH2)2CO
1 mol CO2
4. El reactivo limitante es el NH3.
5. Por último realizas la conversión a gramos:
18.74 moles (NH2)2CO x 60 g (NH2)2 CO = 1124.4 g (NH2)2CO
1 mol (NH2)2CO
Rendimiento de una reacción
¿Por qué en una reacción química real, la cantidad de producto es menor a lo
esperado teóricamente?
Imagina que en las tardes vas a cascarear para ser el mejor canastero de tu
equipo de básquetbol, de tal manera que una tarde lograste encestar 60 de 80
tiros. Teóricamente hubieras podido tener éxito las 80 veces, pero en realidad
esto generalmente no sucede. ¿Cuánto éxito tuviste? Puedes calcular tu
eficiencia en porciento dividiendo el número de tiros entre el número total de
intentos y multiplicando por 100.
45 canastas x 100 = 56%
80 tiros
23

24. Química 2
Este 56% de tiros exitosos significa que puedes esperar encestar 56 veces de
cada 100 tiros realizados.
En una reacción química se hacen cálculos semejantes, pero generalmente
nunca tienen éxito en la cantidad de producto que se había pronosticado.
En el tema anterior, aprendiste que la cantidad máxima de productos que se
forman, la determina el reactivo limitante al consumirse éste por completo.
Cuando se efectúa una reacción química en la que se forman las cantidades
máximas de productos, calculadas a partir del reactivo limitante, se dice que la
reacción tiene un rendimiento del 100 por ciento.
A la cantidad máxima posible de producto formado, cuando todo el reactivo
Para saber más y limitante se convierte en él o los productos deseados, se le llama rendimiento
enriquecer el tema, visita el
teórico. La cantidad de producto que se forma suele ser menor a la que predice
sitio:
el rendimiento teórico, por lo que es necesario definir la relación entre el
http://www.tecnun.es/Asign rendimiento verdaderamente obtenido en una reacción (rendimiento real) y el
aturas/quimica/Curso0/este rendimiento teórico.
quiometr%C3%ADa.htm
El rendimiento porcentual de una reacción se define como:
Rendimiento = Rendimiento real x 100 %
Porcentual Rendimiento teórico
Por ejemplo: En el ejercicio del tema anterior calculaste que se formaron 1124.4
g de urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formaran 953.6 g el
porcentaje de rendimiento será:
Rendimiento = Rendimiento real x 100 %
Porcentual Rendimiento teórico
Rendimiento = 953.6 x 100 %
Porcentual 1124.4
Rendimiento = 84.80 %
Porcentual
El rendimiento porcentual tiene un intervalo que fluctúa de 1 a 100 por ciento.
Los químicos siempre buscan aumentar el rendimiento porcentual en las
reacciones. Sin embargo, hay factores como la temperatura y la presión que
pueden afectar este rendimiento.
24

25. Estequiometría
1.3. LA CONTAMINACIÓN DEL AIRE.
El siguiente mapa conceptual te muestra la relación existente entre los
contaminantes primarios y secundarios y sus principales fuentes emisoras.
Contaminantes del aire
Pueden ser
Primarios Secundarios
Los cuales
Estos son
Se producen Originados en el aire por interacciones entre dos o
directamente de las más contaminantes primarios, o por la reacciones
fuentes de emisión constituyentes de la atmósfera
Ejemplos de Algunos
ellos son Gas produce el Ejemplos
CO2 Este son
efecto invernadero
Óxidos de carbono como como Forma lluvia ácida y
Produce el Trióxido de azufre produce daños a la
CO Este
calentamiento global SO3 salud
de la tierra y cambio
climático
Un ejemplo Ozono
como Agentes
Óxidos de azufre SO2 Lluvia ácida es
oxidantes
El cual
constituye el
Esmog
NO fotoquímico
como
Formación del esmog
Óxidos de NO2 Destrucción del ozono
nitrógeno Daños a la salud
Corrosión de tejidos
y materiales
NOX
Calor
Destrucción del
CFC ozono
Compuestos orgánicos volátiles Los cuales
son producen El cual es el
Efecto invernadero
Metano responsable
Reacción estratosférica
del
producen
Primarios
Partículas y De origen biológico,
son Calentamiento y
aerosoles polvos, volcanes,
incendios enfriamiento
Secundarios
como
Iones sulfato y nitrato
Sustancias
radioactivas Por Que
Isótopos Cáncer
producen
ejemplo Rn235 I131 CS137 Sr90 Afecta la reproducción
25

26. Química 2
1.3.1. Inversión térmica
El mapa conceptual que a continuación se te presenta resume el fenómeno
conocido como inversión térmica y su relación con la contaminación.
Inversión térmica
Se define como:
Se produce
cuando:
Un fenómeno natural que consiste en el
cambio de posición de las capas de aire
caliente y frío
Y genera:
Al llegar el aire frío y ponerse en
contacto con la capa de aire caliente
que se encuentra pegada a la tierra,
barre los contaminantes
La producción de una
atmósfera con altos
niveles de contaminación
Se caracteriza por
presentar tres
Algunos de los capas
Produciendo
cuales son
Óxido de nitrógeno
CO Cambios
Capa 1 inferior
Como: Aire frío cerca del suelo
Dióxido de azufre
SO2 Aumento de la
temperatura de la tierra
Capa 2 intermedia
Monóxido de nitrógeno Aire caliente con contaminantes
O2
Desiertos más cálidos,
Ozono O3 casquetes polares que se Capa 3 superior
funden, inundaciones en Aire frío que atrapa a la capa de
algunas costas, avance de aire caliente.
la desertificación.
Compuestos
Clorofluorcarbonados
CFC
26

27. Estequiometría
Analiza las figuras 2.1 y 2.2 describiendo con tus propias palabras el fenómeno
de inversión térmica y coméntalo con tus compañeros y tu profesor.
EJERCICIO 5
Figura 2.1 Figura 2.2
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
27

28. Química 2
1.3.2. El esmog
INSTRUCCIONES: Con base en la investigación bibliográfica reúnete en equipos
de dos o tres integrantes, lee la siguiente historia y contesta las preguntas. Al
final comenta tus resultados con el profesor.
La maestra de lectura y redacción, nos pide que redactemos una historia en la
que se relacione la química con el medio ambiente y Pedro escribió lo siguiente:
Para ir a la escuela tengo que viajar con mi papá, ya que ésta queda lejos de mi
casa, por lo que tenemos que salir cerca de la 6:00 AM y antes de subirme al
automóvil observo que este sería un día soleado y caluroso, después al llegar a
la autopista me fije que estaba sola, y que rápidamente se llenaba de
automóviles y recordé la clase anterior de química en donde la maestra nos
explicaba que en la atmósfera al aumentar la concentración de hidrocarburos
volátiles se hace presente también el monóxido de nitrógeno (NO). Al ver la gran
cantidad de automóviles pienso: seguro que la concentración de monóxido de
nitrógeno llegará al máximo en esta zona de la ciudad, pero este disminuirá, ya
que el nivel de dióxido de nitrógeno (NO2) se elevará. Lo bueno es que avanzada
la mañana la cantidad de automóviles disminuirá y con ello las concentraciones
de hidrocarburos y dióxido de nitrógeno. Pero al mismo tiempo se forma una
EJERCICIO 6 mezcla de hidrocarburos, parcialmente oxidados, ozono y otros oxidantes. Pero
yo no veré estos compuestos químicos sino que sólo observaré la presencia de
una niebla o bruma que me irrita los ojos.
Contesta las siguientes preguntas:
1. ¿En qué fenómeno estaba pensando Pepe?
__________________________________________________________
__________________________________________________________
2. ¿Qué reacciones se llevan a cabo ahí?
__________________________________________________________
__________________________________________________________
3. Escribe tres reacciones que se realicen cuando se genera esmog
__________________________________________________________
__________________________________________________________
__________________________________________________________
4. ¿Qué productos crees que se obtienen de estas reacciones?
___________________________________________________________
___________________________________________________________
6. ¿Qué es un IMECA?
___________________________________________________________
28

29. Estequiometría
Seguro que en la revisión del ejercicio anterior encontraste términos y reacciones
desconocidas para ti. Por lo tanto a continuación se te presenta un resumen de
las principales reacciones que intervienen en la formación de esmog, después
en tu clase de ecología se ampliará el concepto al relacionar todas estas
reacciones entre si.
Para la formación del esmog se efectúan una serie de reacciones como:
I. FORMACIÓN DE MONÓXIDO DE NITRÓGENO
25000C
N≡N + O=O 2NO (monóxido de nitrógeno)
La molécula de N está formada
por un triple enlace covalente, por
lo que necesita mucha energía
para su rompimiento. (Motores de
combustión interna)
II. FORMACIÓN DE DIÓXIDO DE NITRÓGENO
Oxidación
Reacción Lenta Reacción Rápida
2NO + O2 2NO2 NO + O3 NO2 + O2
(dióxido de nitrógeno) (dióxido de nitrógeno)
Oxígeno Ozono
29

30. Química 2
Radical peróxido
ROO’ + NO RO’ + NO2
dióxido de nitrógeno
Realiza oxidación
Producto de emisiones de vehículos y
evaporación de tanques.
ROO’ + NO RO’ + NO2 NO + O
FOTÓLISIS.-
Rompimiento de
moléculas por efecto de
la energía de una
radiación Se absorben las radiaciones visibles fotólisis
electromagnética.
y ultravioleta de la luz solar
III. FORMACIÓN DE OZONO
Molécula de N u O
Ozono
O + O2 + M O3 + M
Oxígeno atómico Oxígeno molecular
IV. FORMACIÓN DE OXÍGENO
O3 O2 + O
Fotólisis
30

31. Estequiometría
V. FORMACIÓN DE RADICALES HIDROXILO
O + H2 O 2 OH Radicales hidroxilo
Retienen su energía
adicional
NO2 + H2O NO + 2 OH
VI. FORMACIÓN DE ALDEHÍDO
R-CH3 + 2O2 + 2NO RCHO + 2NO2 +H2 O
VII. FORMACIÓN DE ALDEHÍDO
Hidrocarburo Aldehído
Alifático volátil
VIII. FORMACIÓN DE NITRATO DE PEROXIACETILO
CH3-CHO + OH CH3-CO + H2 O
CH3-CO + O2 + M CH3-COOO
Radical acetil peroxi
CH3-C OOO + NO2 CH3-COOO-NO2
Nitrato de peroxiacético
(PAN)
El mayor irritante de membranas y ojos
31

32. Química 2
En la atmósfera se realizan rápida, lenta y análogamente este conjunto de
reacciones, las cuales junto con otras propiedades físicas como presión y
temperatura producen el fenómeno conocido como esmog.
PAN. son las iniciales del
NITRIATO DE PEROXIACÉTICO
Es el mayor irritante de
membranas y ojos muy
difundido en el esmog..
Figura 2.3 La siguiente figura nos muestra un resumen y la interacción entre las principales
reacciones que se llevan a cabo para generar al esmog.
Fuente: Introducción a la química y el ambiente 2004
1.3.3. Lluvia ácida
EJERCICIO 7 INSTRUCCIONES: En cada una de las siguientes reacciones indica, mediante
las formulas correspondientes, el o los productos que se forman:
a. CO2 + H2O
b. 2SO2 + O2
c. SO3 + H2O
d. 3NO2 + H2O
TAREA 13
Página 61.
32

33. Estequiometría
El siguiente mapa conceptual nos resume las formas en que los contaminantes
caen a la atmósfera con los principales efectos dañinos.
Se produce por
Lluvia ácida
Es un fenómeno que
Produce efectos
dañinos en
Describe las diversas formas en que los
ácidos caen en la atmósfera
Sus componentes
constan de dos
partes Los bosques Evita la absorción de nutrientes en el
suelo
y
Húmeda Seca
Producida por Ocasiona la muerte de plantas y árboles
lluvia Niebla y nieve
ácida
Donde reacciona con Metales
Los suelos
Gases y partículas
ácidas Y produce
Los lagos y arroyos Acidificación
Como son
Afectando
SO2 NOX
Estos La vida acuática
Ya que forma
Gases reaccionan en la atmósfera
con el agua, el oxígeno y otras Los seres vivos SO2 y NOx
sustancias químicas
Afectando
Produciendo
Diversos La respiración
compuestos ácidos
Por ejemplo Los materiales
H2SO4
ácido sulfúrico Ya que ocasiona
Corrosión de monumentos y
HNO3 ácido estructuras
nítrico
33

34. Química 2
1.4. LA CONTAMINACIÓN
DEL AGUA.
El siguiente mapa conceptual nos resume la contaminación del agua
La contaminación del agua
La originan Produce
Alteraciones
Biológicas
Fuentes Actividades
naturales humanas Químicas
Como son Estas son
producidas
por
Metales Productos
pesados Desarrollo Produce orgánicos e
inorgánicos de
desecho. Desecho fecales, virus,
restos orgánicos, animales
y plantas muertos.
Hidrocarburos
Como son
Que genera
Industrialización
Ph. Oxígeno disuelto, demanda
bioquímica de oxígeno,
materiales oxidables, nitrógeno,
fósforo total, y otros como
La cual produce
Urbanización aniones y cationes.
Metales, cianuros y
Transportes disolventes
marítimos
Estos
producen
Residuos
Que generan orgánicos y
basura
Eutrofización,
aparición de
microorganismos
Emisión de plomo, nocivos
sales, ácidos y
petróleo
34

35. Estequiometría
La contaminación térmica es otra forma de contaminación por temperatura y se
origina cuando el agua es utilizada como refrigerante en las plantas que generan
electricidad principalmente, regresando aguas con temperaturas relativamente
más altas, afectando a los organismos poiquilotermos que habitan en el medio,
eliminando a muchos de estos.
El confinamiento de desechos industriales es una práctica desde hace tiempo
muy común, reduciéndose en los últimos años ya que en países industrializados
se emplean nuevas técnicas de eliminación o neutralización de residuos
peligrosos. Debido a que en confinamientos en el pasado no se respetaban
todas las medidas de seguridad o el uso de material que se oxidaba con el
tiempo (tambores metálicos) terminaron contaminando acuíferos cercanos a los
terrenos de acumulación de desechos.
Se está haciendo un gran esfuerzo con acuerdos internacionales, para darle un
tratamiento más seguro a los desechos peligrosos de la industria, como
incineración o tratarlos con sustancias que neutralicen su peligrosidad antes de
confinarlos.
35

37. Química 2
Nombre________________________________________________________
TAREA 1 No. de lista _______________________ Grupo _____________________
Turno_________________________________ Fecha _________________
INSTRUCCIONES: Investiga cual es el proceso que se da en la atmósfera y que recicla en forma natural los
contaminantes.
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
37

38. Química 2
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
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______________________________________________________________________________________________
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______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
38