ME HAQUEARON

2. Sesión N°: 06
http://colegioretos.edu.co/orientacion-profesional
Unidades de concentración
Número de moles, peso molecular y unidades de
concentración: porcentaje en peso, molaridad,
normalidad y determinación de pH

3. RESULTADO DE APRENDIZAJE
Explica el significado de masa
atómica, masa molecular, número
de Avogadro, mol y pH.
Calcula de acuerdo a una situación
problemática planteada la
concentración física o química de
una solución.
EVIDENCIA DE
APRENDIZAJE
Desarrollo de
práctica calificada 6,
sobre el
conocimiento de las
unidades de
concentración.
TEMA: Unidades de concentración y pH
Unidad II
Sesión
6
LOGROS DE
APRENDIZAJE

4. ACTIVIDADES DE INICIO

5. Propósito
Resolución de problemas planteados a partir
del estudio de las unidades de concentración.

6. RECORDANDO
Actividad 1: Situación vivencial / Contextualización / Conocimientos previos
Instrucción 1: Estimado estudiante ingresa al link mostrado para participar con las preguntas planteadas sobre los
ácidos en la vida cotidiana.
https://quizizz.com/join/quiz/649d65ddd58d49001d8e0723/start?studentShare=true

7. Actividad 2: Reflexiona y comparte tus opiniones
Instrucción 2: Estimado estudiante investiga y luego responde:
¿En qué situaciones de la vida cotidiana
utilizamos soluciones electrolíticas?
¿Cuál es la importancia del equilibrio del
pH del cuerpo humano?
1
2
https://revistasanitariadeinvestigacion.com/estudio-de-los-
electrolitos/
Ácido sulfúrico (H2SO4)
https://www.youtube.com/watch?v=SP7_m9cpAOE
Solución electrolítica

8. ACTIVIDADES DE
PROCESO

9. UNIDADES QUIMICAS DE MASA
Ej.
MASAS ATOMICAS DE ALGUNOS ELEMENTOS (uma)
(MA)
(MM)
M.M(HCl)= 35,5 + 1,0 = 36,5
1 uma = 1,66 x 10 g
-24
M.A.(Cl)=35,5 uma
Na=23
Cu=63,5 Zn=65,4
(u)

10. Ejemplo:
H2O
H: 2 x 1u = 2u
O: 1x 16 u =16u
PM = 18u
Al2 (SO4)3
Al: 2 x 27u = 54u
S: 3 x 32u = 96u
O: 12 x 16u = 192u
PM = 342u

11. DEFINICIÓN DE MOL
Cantidad de alguna sustancia que contiene tantas
entidades elementales como hay exactamente en 0.012
Kg (12g) de carbono. Cuando se usa el mol las entidades
tienen que ser establecidas. Ellas pueden ser átomos,
moléculas, iones, electrones, bacterias, u otra entidad.
También podemos decir que mol es la cantidad de
sustancia que hay en un número de Avogadro (6,022 ·
1023 ).
1 mol de átomos de C-12 tiene una masa de 12 g.
1 mol de átomos de C- natural tiene una masa de 12.01 g.
1 mol de átomos de O tiene una masa de 16 g.
1 mol de átomos de O2 tiene una masa de 32 g.
USO DEL CONCEPTO DE MOL
Ejemplo 1:
¿Cuántos moles de carbón hay en 2.65 moles de C2Cl6 ?
Solución:
2.65 moles de C2Cl6 x 2 moles de C = 5.3 moles de C
1 mol de C2Cl6
Luego, decimos que en 2.65 moles de C2Cl6 hay 5.3 moles de C .
Ejemplo 2:
¿Cuántos moles de Si hay en 30.5 g de Si ?
Solución:
Al observar la tabla periódica la masa atómica del Si es 28.1 u,
donde:
1 mol de Si = 28.1 g de Si
Entonces:
30.5 g de Si x 1 mol de Si = 1.09 moles de Si
28.5 g de Si
Luego decimos, que en 30.5 g de Si hay 1.09 moles de Si

12. RELACIÓNENTRE ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y MOLES

13. SOLUCIONES
 DEFINICIÓN: Son mezclas homogéneas (una
sola fase), que contiene 2 tipos de sustancias
denominadas soluto y solvente que se mezclan en
proporciones variables, sin cambio alguno en su
composición.
 COMPONENTES:
1) SOLUTO: Es una sustancia que se disuelve y siempre se
encuentra en menor proporción. El soluto da el nombre a la
solución, así por ejemplo una solución alcohólica, agua
salada, agua azucarada, etc.
2) SOLVENTE: Llamado también disolvente, es la sustancia
que disuelve o dispersa al soluto y generalmente se
encuentran en mayor proporción. Existen solventes polares
como el agua, alcohol y amoniaco ; también apolares como
el benceno, el tetraclocluro de carbono, el éter, etc.
=

14. EJEMPLOS DE SOLUCIONES

15. CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES (según la concentración del soluto)
. Soluciones Diluidas: Son soluciones que contienen una
cantidad pequeña de soluto, respecto al solvente.
• Soluciones Concentradas: Son soluciones que presentan
una apreciable cantidad de soluto.
Ej. Ácido Muriático (37% HCl + H2O)
• Soluciones Saturadas: Son soluciones que contienen la máxima
cantidad de soluto posible de disolver en cierta cantidad de
solvente, de acuerdo a la solubilidad del soluto.
. Sobresaturadas: Son soluciones en la que se ha logrado
disolver un poco más de la máxima cantidad de soluto
disuelto con agua de calentamientos suaves o ligeros.

16. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN
La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto presente en una
cantidad dada de solvente o de solución, esta relación se expresa en unidades de
concentración, las cuales se clasifican en unidades físicas y unidades químicas,
Una solución y en general cualquier mezcla esta valorada cuando se conoce su
concentración, de ello dependerá sus diferentes aplicaciones.
H2O2
%
vol.
de
soluto
aplicaciones
4% Medicinal(desinfectante)
20% Cosmetología(teñido de cabello)
40% Blanqueador de tela y papel
90% Combustible de cohetes
H2O
agua
oxigenada
𝑪𝑶𝑵𝑪𝑬𝑵𝑻𝑹𝑨𝑪𝑰Ó𝑵 =
𝒄𝒂𝒏𝒕𝒊𝒅𝒂𝒅 𝒅𝒆 soluto
𝒄𝒂𝒏𝒕𝒊𝒅𝒂𝒅 𝒅𝒆 solución
Comúnmente la concentración expresará la siguiente proporción:
UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN
Son aquellas que solo consideran la masa y volumen y no toma en
cuenta aspectos químicos como masa molar, número de moles o
equivalentes.
Porcentaje en masa (%(𝒎/𝒎)) Indica la relación de masas entre el
soluto y solución en forma porcentual.
Solución (sol)
Soluto (sto)
y
Solvente (ste)
𝑚
𝑚
%( )=
𝑚𝑠𝑡𝑜
𝑚𝑠𝑜𝑙
x100
Se cumple: msol sto
= m + m ste
Problema 1
Si consideramos que una disolución de 5 g de sal de mesa en 95 g de
agua, produce 100 g de disolución. Calcula la concentración en % m/m.
Resolución:

17. S i s t e m a s d i s p e r s o s
Problema 1
La solubilidad del nitrato de potasio a 40°C es 60 g de KNO3 por 100g de
agua. Determine el porcentaje en masa de soluto %(m/m) de la solución
saturada.
Resolución: en base al dato de la solubilidad de la solución
saturada
KNO3
H2O
sto
m =60g
mste=100g
40°C msol=160g
𝑚 𝑚𝑠𝑜𝑙
%𝑚
= 𝑚𝑠𝑡𝑜
x 100
𝑚 160
%𝑚
=
60
x 100= 37,5%
Porcentaje en volumen (%(V/V))
Indica la relación en volumen de soluto y solvente en forma
porcentual.
𝑉
𝑉
𝑉𝑠𝑜𝑙
%(𝑉
)= 𝑠𝑡𝑜
x100
Se aplica para soluciones donde el soluto y solvente son Líquidos, de
tal manera que los volúmenes son aditivos
Vsol = Vsto + Vste
Problema 2
El agua y etanol se mezclan en cualquier proporción, si 80g de
etanol(d= 0,8g/mL) se mezclan con 420g de agua. Determine el
porcentaje en volumen del soluto.
Resolución: como la densidad del agua es 1g/mL, entonces
el volumen de agua será 420mL.: 420 g . ml/g…. D= m /v
Vsol = Vsto + Vste
𝑑𝑠𝑡𝑜
𝑚𝑠𝑡𝑜
= + Vste 0,8
80
= + 420 = 520mL
Vsto= 100mL
𝑉 𝑉𝑠𝑜𝑙
Entonces: %(𝑉
)=𝑉𝑠𝑡𝑜
x100 = 100
100 = 19,23%
520
x
d = m /v → v = m / d
vsto = msto /dsto

18. Porcentaje masa – volumen (%(m/V)) Se halla dividiendo la
masa de soluto, en gramos, entre el volumen de solución, en
mililitros, expresándose en forma porcentual.
𝑉 𝑉𝑠𝑜𝑙
%(𝑚
)=𝑚𝑠𝑡𝑜
x100
Problema 3
Una sustancia “X” se disuelve en agua a 20°C y forma una
solución saturada cuya densidad es 1,3g/mL, determine el
%(m/V) de la solución.
𝑋 2
Dato: 𝑆20°𝐶= 30 gX /100gH O
Resolución: como la solución formada es saturada , por ser
mezcla homogénea tomaremos una porción de la mezcla y
calcularemos su concentración:
X
H2O
sto
m =30g
mste= 100g
msol= 130g
Hallamos el volumen de solución:
𝑑𝑠𝑜𝑙
1,3
𝑉𝑠𝑜𝑙 =
𝑚𝑠𝑜𝑙
=
130
= 100mL
Finalmente:
𝑉 𝑉𝑠𝑜𝑙
100
%(𝑚
)= 𝑚𝑠𝑡𝑜
x 100 = 30
x100= 30%
vsol = msol /dsol

19. S O L U C I O N E S I I
Son aquellas que toma en cuenta la unidad formula del soluto y
solvente, usando para ello la masa molar, número de moles,
número de equivalentes etc.
FRACCIÓN MOLAR ( Xi ).
Es una unidad de concentración que expresa la
cantidad de moles de un soluto, con relación a la
cantidad de total de moles de la solución.
UNIDADES
QUÍMICAS
 FRACCIÓN MOLAR
 MOLARIDAD
 NORMALIDAD
 MOLALIDAD
𝑠𝑡𝑜
𝑛𝑠𝑡𝑜
𝑋 =
𝑛𝑠𝑜𝑙
sto
ste
Xsto
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑛𝑠𝑜𝑙 = 𝑛𝑠𝑡𝑜 + 𝑛𝑠𝑡𝑒
Se cumple:
 0 < Xsto < 1
 + Xste = 1,0
Xste = 1,0 - Xsto Xsto = 1,0 - Xste
UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN

20. S O L U C I O N E S I I
Se tiene una mezcla de metanol con agua, si el volumen de metanol
es 50mL y la masa de agua 360 gramos. Determine la fracción molar
del soluto y del solvente.
Datos:
Masa molar(g/mol): CH3OH=32 ; H2O= 18
Densidad del metanol: d= 0,8g/mL
Resolución:
CH3OH
H2O
m 𝑴
̅ n
msto=0,8x50= 40g 32 1,25mol
mste=360g 18 20mol
nsol = 21,25mol
Como: 𝑋𝑠𝑡𝑜 =
𝑛𝑠𝑡𝑜
𝑛 𝑠𝑜
𝑙
𝑠𝑡𝑜 21,25
𝑋 = 1,25
= 0,059
Hallamos la fracción molar del solvente:
Como: Xsto + Xste = 1,0
0,059 + Xste = 1,0
Xste= 0,941 ……. ( A )
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
Problema 4
D = m / V
msto = dsto x Vsto
n sto = msto/ M
n ste = mste/ M

21. S O L U C I O N E S I I
Problema 5
La fracción molar del soluto en una mezcla de ácido sulfúrico y agua es
0,2 ; determine el %(𝑚
) porcentaje en masa del soluto en dicha
solución. Datos:
Masa molar(g/mol): H2SO4= 98; H2O= 18
Resolución:
Como la solución es una mezcla homogénea, tomamos
una porción de 10 moles de mezcla y la concentración
%(m/m) tendrá el mismo valor a cualquier otra porción que se pueda
asumir(Como tarea asuma 50 o 100 moles de mezcla y llegará al mismo
resultado).
H2SO4
H2O
Xsto= 0,2
%(m/m)= ??
Asumo
nsol=10mol
Como: 𝑋𝑠𝑡𝑜 =
𝑛𝑠𝑡𝑜
𝑛𝑠𝑜
𝑙
𝑠𝑡𝑜
𝑛 = 𝑋𝑠𝑡 . 𝑛
𝑜 𝑠𝑜𝑙
𝑠𝑡𝑜
 𝑛 = 0,2𝑥 10𝑚𝑜𝑙 = 2𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑠𝑡𝑜 = 2𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑆𝑂4𝑥
98𝑔
1𝑚𝑜𝑙𝐻 𝑆𝑂
2 4
= 196g
𝑠𝑡𝑒
 𝑛 = 𝑛 − 𝑛
𝑠𝑜𝑙 𝑠𝑡
0
= 10 − 2 = 8𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑠𝑡𝑒 = 8𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑂𝑥
18𝑔
2
1𝑚𝑜𝑙𝐻 𝑂
= 144g
 msol= msto + mste = 196 + 144 = 340g
𝑚 𝑚𝑠𝑜𝑙
340
∴ %(𝑚
) =
𝑚𝑠𝑡𝑜
x 100=
196
x100 = 57,65%... ( B )
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

22. S O L U C I O N E S I I
Problema 6
La solubilidad del cloruro de sodio NaCl a 20°C
es 36 g NaCl/100 g H O y forma una solución
2
saturada. Cuál será la fracción molar del
solvente 𝑋steen dicha solución?
Datos:
2
Masa molar(g/mol):NaCl= 58,5 ; H O= 18
NaCl
2
H O
20°𝐶 36𝑔𝑁𝑎𝐶𝑙
𝑆𝑁𝑎𝐶𝑙= 100𝑔 𝐻2𝑂
Resolución:
msto
mste
 𝑛𝑠𝑡𝑜
𝑚
= 𝑠𝑡𝑜
𝑀
̅ 𝑠𝑡
𝑜
36
58,5
= = 0,615 mol
𝑚
 𝑛𝑠𝑡𝑒 = 𝑠𝑡𝑒
=
𝑀̅𝑠𝑡𝑒
100
18
= 5,555 mol
 𝑛𝑠𝑜𝑙 = 𝑛𝑠𝑡𝑜 + 𝑛𝑠𝑡𝑒 = 0,615 + 5,555 =6,17 mol
𝑠𝑡𝑒
Finalmente: 𝑋 =
𝑛𝑠𝑡𝑒
= 5,555
= 0,9 ---- C
𝑛𝑠𝑜𝑙 6,17
Xsto + Xste = 1
Xsto = 1- Xste
Xsto 1 – 0,9
Xsto = 0,1

23. S O L U C I O N E S I I
Molaridad (M)
Indica el número de moles de soluto contenido en
un litro de solución.
sto
ste
𝑛𝑠𝑡𝑜
𝑀 =
𝑉𝑠𝑜𝑙
𝑚𝑜𝑙
𝐿
Ejemplo: Se tiene una solución de HCl(ac) 5M ……
¿Qué significa ?
1L sol. HCl
H2O
solución
M=
5 𝑚𝑜𝑙𝐻𝐶𝑙
𝐿 𝑠𝑜𝑙
“Quiere decir que un litro de solución
contiene 5 mol de soluto (5molHCl)”
¡OJO!
En general las unidades de concentración son
propiedades intensivas , es decir su valor será
el mismo para cualquier cantidad de solución.
1L sol.
2L sol.
HCl(10mol)
H2O
Solución 5M Solución 5M
HCl (5mol)
2
H O
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
molar<>M

24. S O L U C I O N E S I I
Problema 7
La concentración de una solución de ácido nítrico
HNO3 en %(m/V) es 21%. Con esta información
determine su molaridad.
3
Dato de masa molar(g/mol): HNO = 63
Resolución:
La solución acuosa de HNO3 será:
HNO3
H2O
% 𝑚
𝑉 = 21% <>
21𝑔𝐻𝑁𝑂3
100𝑚𝐿 𝑠𝑜𝑙
Con esa proporción se tendrá:
msto=21g
Vsol= 100mL=0,1L
Hallamos la molaridad:
𝑀 = 𝑠𝑡𝑜
=
𝑛 (21/63)
𝑉𝑠𝑜𝑙
0,1
= 3,33 mol/L

25. S O L U C I O N E S I I
Normalidad (N)
Indica el número de equivalentes gramo de soluto contenido
en un litro de solución.
sto
ste
𝑁 =
#𝑒𝑞 −𝑔𝑠𝑡𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙
𝑒𝑞−𝑔
𝐿
1L sol. HNO3
H2O
3 𝑒𝑞−𝑔 𝐻𝑁𝑂3
N=
1 𝐿 𝑠𝑜𝑙
solución
Ejemplo: Se tiene una solución de HNO3(ac) 3N ……
¿Qué significa ?
Donde: #𝑒𝑞 − 𝑔 𝑠𝑡𝑜 = 𝑚
𝑃
𝐸
; 𝑃𝐸 = 𝑃𝐹
𝜃
“Quiere decir que un litro de solución
contiene 3 eq-g de soluto (3eq-g HNO3)”
Problema 8
Se prepara una solución diluida de hidróxido de calcio Ca(OH)2 , disolviendo 3,7
gramos de soluto en suficiente agua, hasta formar 2500mL de solución. Cuál es la
normalidad? (el hidróxido libera sus 2 OH-)
2
Dato de masa molar(g/mol) : Ca(OH) = 74
Resolución:
Ca(OH)2
H2O
msto= 3,7g(ϴ=2)
#𝑒𝑞 − 𝑔𝑠𝑡𝑜 =
𝑚 3,7
=
𝑃𝐸 (74/2)
= 0,1eq-g
𝑉𝑠𝑜
𝑙
𝑁 = =
#𝑒𝑞 −𝑔𝑠𝑡𝑜 0,1
2.5
= 0,04eq-g/L
sol
V =2500mL=2,5L
normal<>N

26. S O L U C I O N E S I I
Relación entre normalidad y molaridad:
Para las mismas condiciones de temperatura y presión en que se
encuentre una solución, se cumplirá:
𝑁 = #𝑒𝑞−𝑔 𝑠𝑡𝑜
= 𝑛.𝜃
= 𝑀. 𝜃
𝑉𝑠𝑜𝑙 𝑉𝑠𝑜𝑙
∴ 𝑁 = 𝑀. 𝜃
Recuerde que : ϴ es el parámetro de PE.
Problema 9
Para las siguientes soluciones, determine cuanto vale su normalidad o
molaridad, según el caso presentado:
III.
I. Solución de NiF3(ac) 0,2M (solución usada en reacción
metátesis).
II. Solución de H2SO4(ac) 0,5N (el ácido al reaccionar es
diprótico).
Solución de KMnO4(ac) 0,3M (solución usada como
agente oxidante, el soluto se reduce a catión Mn2+ )
Resolución:
Determinaremos el parámetro “ϴ” del soluto
en cada solución para hacer la conversión:
I) sto: NiF3 ; ϴ=3
3+ 1-
N=M.ϴ= 0,2x 3 = 0,6 eq-g/L
II) sto: H2SO4 ; ϴ= 2 (ácido diprótico)
𝑁 0,5
M= = = 0,25 mol/L
𝜃 2
III) sto: KMnO4
2+
Mn
+7
ϴ=5
N=M.ϴ= 0,3x 5 = 1,5 eq-g/L

27. 60.0g
60.0g
“La masa de un sistema permanece invariable durante cualquier transformación química que
ocurra dentro de él”, esto es, la masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos), es igual
a la masa total de las sustancias producidas (productos).
Antoine Lavoisier
1743 - 1794
LEYES PONDERALES
Estas leyes relacionan las masas de las sustancias que participan en una reacción química
balanceada.
Ley de Lavoisier o Ley conservación de la masa
Ejemplo:
Luego de 21 días
“La masa no se crea
ni se destruye, solo se
transforma”.
E S T E Q U I O M E T R Í A I

28. E S T E Q U I O M E T R Í A I
∴ VX = 6,72… ( B )
2 2
2H + 1O2 → 2H O
2mol 1mol 2mol
4g 32g 36g
Masa reactantes
36g
Masa producto
36g
g
m ol 2 = 2; O2 = 32;H2O = 18
CAUSUÍSTICA 24:
En una practica de laboratorio se observó que al final de
descomponer completamente 24,5g el clorato de potasio
según la reacción: KClO3(s)→ KCl(s) + O2(g)
2
condiciones normales se obtuvo?. M(O ) = 32
Quedaron 14,9g de residuo. ¿Qué volumen de oxígeno a
g
mol
Esta ley comúnmente lo aplicamos
cuando realizamos el balance de la
reacción química.
O2(g)
KClO3(s)
KCl(s)
𝐂𝐚𝐥𝐨𝐫
24,5g
14,9g
mKClO3 = mKCl + mO2
24,5 = 14,9 + mO2
mO = 9,6𝑔
1mol O2
2
A condiciones normales:
ocupa
22,4L
22,4L
VX
32g O2
9,6g O2
Por la ley de la conservación
de las masas:
Resolución:
2x2g 1x32g 2x18g
M( ) : H
9,6 g O2 . 22,4 L = 6,72 L
32 g O2
Ejemplo: Comprobemos la ley de la conservación de las masas en
la síntesis de Lavoisier.
¿La cantidad total de átomos de oxígeno y
de hidrógeno cambia durante la reacción?
¿Qué es lo que cambia?

29. LEYES PONDERALES
Ley de Proust o de las proporciones definidas
“Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una
relación o proporción en masa fija invariable”. Así, por ejemplo, en el agua, los gramos de hidrógeno y los
gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1-8, independientemente del origen del agua.
Otro ejemplo: Si el C se quema para dar CO2. Esto implica que 12 g de C se combinaron con 32 g de O y
resultará 44 g de CO2. Entonces la proporción de gramos de C y gramos de O están siempre en la proporción
de 12/ 32. Pregunta: ¿Cuánto carbono reaccionará con 96 gramos de oxígeno? Respuesta: 36 gramos de
carbono.

30. LEYES PONDERALES
Por ejemplo, cuando reaccionan carbono y oxígeno se pueden formar dos compuestos distintos según sean las
condiciones de reacción: dióxido de carbono (ambiente con exceso de oxígeno) y monóxido de carbono
(ambiente pobre en oxígeno). Ambas reacciones, por separado, cumplen la Ley de las Proporciones Definidas
de Proust, pero cuando se las considera conjuntamente surge una importante novedad que descubrió Dalton.
Ley de Dalton de las proporciones múltiples
“Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, las cantidades fijas de un elemento
que se unen con una cantidad fija de otro guardan entre si una relación como las de los números enteros más
sencillos”

31. LEYES PONDERALES
Ley volumétrica de Gay-Lussac
“En cualquier reacción química, los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en la
misma, medidas en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números
enteros sencillos”

32. RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
Para entender mejor definamos primero: rendimiento teórico y rendimiento real.
1) RENDIMIENTO TEÓRICO: Es la cantidad máxima de
producto obtenido cuando se ha consumido totalmente
(100%) el reactivo limitante.
2) RENDIMIENTO REAL: Es la cantidad obtenida de un
producto en la práctica o en forma experimental cuando
es consumido totalmente el reactivo limitante.
%R =
𝑹𝒆𝒏𝒅𝒊𝒎𝒊𝒆𝒏𝒕𝒐 𝑹𝒆𝒂𝒍
𝑹𝒆𝒏𝒅𝒊𝒎𝒊𝒆𝒏𝒕𝒐 𝑻𝒆𝒐𝒓𝒊𝒄𝒐
𝒙 𝟏𝟎𝟎
Si : RR=8,2g y RT=9,6G
3) REACTIVO LIMITANTE: es aquel reactante que
interviene en menor proporción, por consiguiente se
consume totalmente, limitando la cantidad de
producto formado.
4) REACTIVO EN EXCESO: Es aquel que interviene en
mayor proporción, por lo tanto sobra al finalizar la
reacción

36. FORMULARIO

37. ACTIVIDADES FINALES

38. Instrucción: Estimado estudiante luego de haber analizado la información de manera conjunta,
responde a los ítems planteados. Recuerda participar con argumentos que validen la elección de tu
respuesta.
Actividad 4: Consolidación y sistematización de la información:
.
 Si se tienen 0.9 moles de ácido sulfúrico en volumen de 500 ml ¿Qué normalidad representa?
Desarrolla las siguientes situaciones:
 ¿Cuántos gramos de cobre hay en 2.55 moles de cobre?

39. Actividad 5: Aplicación de los nuevos conocimientos /Socialización de productos y aclaración de procesos
 Procede a desarrollar el taller N° 05
que se encuentra en la plataforma de
Blackboard. Recuerda argumentar
tus respuestas al momento de
socializar el taller.
https://www.america-retail.com/static//2020/09/equipo-trabajo-virtual-
videollamada-teletrabajo.jpg

40. Actividad 6: Escalera de la metacognición
¿Cuál era el propósito de la sesión? ¿se logró?
¿Qué dificultades tuve? ¿cómo lo supere?
¿En qué situaciones puedo utilizar lo que aprendí?

41. Actividad 3: Transferencia a nuevas situaciones
Estimado estudiante luego de haber analizado el tema expuesto, a continuación, se te presentan la
siguiente página https://www.academia.edu/32773041/UNIDADES_DE_CONCENTRACION y
https://www.liceoagb.es/quimigen/leyqui4.html para que puedas seguir reforzando tus conocimientos
sobre balance de ecuaciones.

42. REFERENCIAS (VANCOUVER)
Libros Digitales Teórica I. FUNCIONES y ECUACIONES Químicas [Internet]. Uba.ar. [citado el 18 de junio de 2023]. Disponible en:
http://www.cpel.uba.ar/images/Unidad_1_teorico_y_ejercitacion_prof_gabriela_alvarez_3_a%C3%B1o.PDF
Libros Digitales Leyes volumétricas–Estequiometría https://www.fullquimica.com/2014/02/leyes-volumetricasestequiometria.html
Libros Digitales Ley de los volúmenes de combinación https://www.liceoagb.es/quimigen/leyqui4.html
Libros Digitales Formulación y nomenclatura de los óxidos ácidos o anhídridos [Internet]. Acorral.es. [citado el 18 de junio de 2023]. Disponible en:
http://acorral.es/solucionario/quimica/oxidosacidos.html
Libros Digitales Galindo Y, Galindo LM. Estrategias Cognoscitivas para la Enseñanza y el Aprendizaje de la Nomenclatura y Formulación de Compuestos
Inorgánicos. Rev Investig Form Pedagóg [Internet]. 2016 [citado el 18 de junio de 2023];0(3). Disponible en: https://www.revistas-
historico.upel.edu.ve/index.php/revinvformpedag/article/view/3966
Material Bibliográfico Físico
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43. ¡Gracias
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