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3ergrado

Ma. Guadalupe Flores BarreraAndrés Rivera Díaz

QUÍMICA

Enseñanza de las Ciencias a través de Modelos Matemáticos

para la Educación SecundariaPROPUESTA HIDALGO

Enseñanza de las Ciencias a través de Modelos Matemáticos

Enseñanza de las Ciencias a través de Modelos Matemáticos para la Educación Secundaria, Propuesta Hidalgo3er. grado QUÍMICA

Revisión: Ramón Guerrero LeyvaFormación y diseño: Ana Garza

© ECAMM Hidalgo 2010© Ángeles Editores, S.A. de C.V. 2011 Campanario 26 San Pedro Mártir, Tlalpan México, D.F. 14650 e-mail [email protected] www.angeleseditores.com

Primera edición: agosto de 2011Segunda edición: agosto de 2012

ISBN 978-607-9151-10-2

Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial Reg. Núm. 2608

Impreso en México

Enseñanza de las Ciencias a través de Modelos Matemáticos para la Educación Secundaria, Propuesta Hidalgo (ECAMM-Hidalgo), ha sido desarrollado e implementado por la Coordinación Estatal del Programa EMAyCIT-Hidalgo, con el apoyo de la Subsecretaría de Educación Básica de la Secretaría de Educación Pública del Estado de Hidalgo y, sobre todo, del Centro de Investigación y Estudios Avanzados del Instituto Politécnico Nacional, particularmente del Departamento de Matemática Educativa, del cual surge la Propuesta Nacional.

Autores de ECAMM-Hidalgo

Coordinadores Zona Escolar ECAMM-HidAlgo

Este material ha sido implementado en las escuelas secundarias del Esta-do de Hidalgo, en sus tres modalidades: Generales, Técnicas y Telesecun-darias con apoyo de las Direcciones, Supervisiones y Jefaturas de Sector, pero sobre todo por los Coordinadores de Zona Escolar ECAMM-Hidalgo.

Ma. Guadalupe Flores [email protected]

Andrés Rivera Dí[email protected]

Acosta Ramírez Merit

Aguilar Castelán Isidoro

Anaya Velázquez Max Julio

Andrade Castillo Dimas Alexandro

Avilés Hernández Jaime

Bahena Mejía Mireya

Bautista de la Cruz Natalio

Calva Martínez Fortino Alberto

Castro Ramírez Dimna Berenice

Clemente López Antonio

Cuevas Covarrubias Maribel

Daniel García Nancy

Escobedo Garrido Martha Elva

Esteban Reyes Edgar

Estrada Tolentino Nancy

Félix Lara Filiberto

Flores Morita Néstor

Gálvez Marín Marlén

García Soto Federico

Gómez Martínez Miguel

González Medina Alejandro Alberto

Guerrero Romero José Manuel

Gutiérrez González Fernando

Hernández Blancas Patricia Dayanara

Hernández Cortés Victorino

Hernández Hernández Aricela

Hernández Juárez Áureo

Hernández Mendoza Camerino

López Lugo Eliseo

Manzano Salinas Elias

Martínez Martínez Isidro

Medina Abrego Gildardo

Miranda Fernández Israel

Miranda Sánchez Ma. Eleazar

Monroy Villanueva Yareth

Montoya Gress Luis

Morales Gómez Martín

Paredes Ortega Jorge Antonio

Perales Salvador Cuauhtémoc

Pérez Reyes Jesús

Ramírez Castillo Hilda

Ramírez García Martha Esperanza

Ramírez Rico Martha Catalina

Rojas Ángeles Crisóforo

Rojas Reyna Tomás

Romero Camargo Jeimy

Rubio Rubio Ma. Virginia

Salazar Lara Gastón

Sánchez Castillo Gracia Patricia

Sánchez Díaz Antonio

Saúz Torres Araceli

Tena Rodríguez Jesús

Tolentino Ruíz Rebeca

Vázquez Terán Nora Alejandra

Velázquez Serrano Diego

Vidal Fernández Leticia Ruby

Villegas Villegas Gamaliel

Zermeño Peralta Jorge Alonso

Introducción ............................................................................................. 5

Cómo está organizado este libro ............................................................. 7

Programación Química Tercer Grado ....................................................... 9

SeptiembreMezclas y aleaciones (I) ......................................................................... 13Mezclas y aleaciones (II) ........................................................................ 14Contaminación del aire (I) ..................................................................... 17Contaminación del aire (II) .................................................................... 19

octubre¿Qué es un mol? .................................................................................... 23De moles a gramos (I) ............................................................................ 26De moles a gramos (II) ........................................................................... 27¿Un mol + un mol = un mol? ................................................................. 29Un experimento científico (I) ................................................................. 32La lista de los elementos ....................................................................... 35

NoviembreLa tabla periódica (versión reducida) .................................................... 38La tabla periódica (completa) ................................................................ 41Metales y no metales ............................................................................ 42Pesos moleculares de compuestos (I) .................................................... 43Pesos moleculares de compuestos (II) ................................................... 45

diciembre y EneroModelo atómico y electrones de valencia .............................................. 47Electrones de valencia y fórmulas de compuestos ................................. 50Un experimento científico (II) ................................................................. 53Masas en reacciones químicas (I) ........................................................... 55Masas en reacciones químicas (II) .......................................................... 58Masas en reacciones químicas (III) ......................................................... 61Masas en reacciones químicas (IV) ......................................................... 63

Contenido

ECAMM-Hidalgo

FebreroVelocidad de reacción (I) ....................................................................... 65Velocidad de reacción (II) ...................................................................... 68Velocidad de reacción (III) ...................................................................... 70Reacciones químicas: su dinámica (I) .................................................... 72Reacciones químicas: su dinámica (II) ................................................... 75Reacciones químicas: su dinámica (III) .................................................. 78Reacciones químicas: su dinámica (IV) .................................................. 81

Marzo y abrilEscalas logarítmicas y pH (I) .................................................................. 82Escalas logarítmicas y pH (II) ................................................................. 85Variación de reacciones en el tiempo (I) ............................................... 86Variación de reacciones en el tiempo (II) .............................................. 89Variación de reacciones en el tiempo (III) ............................................. 92Variación en reacciones reversibles (I) .................................................. 94Variación en reacciones reversibles (II) ................................................. 98Variación en reacciones reversibles (III) ................................................ 99

MayoModelo atómico: niveles cuánticos ..................................................... 100Balanceo de ecuaciones (I) .................................................................. 101Balanceo de ecuaciones (II) ................................................................. 104Balanceo de ecuaciones (III) ................................................................ 106

JunioHirviendo agua dentro de la computadora ......................................... 109Contenido energético de combustibles (I) ........................................... 112Contenido energético de combustibles (II) .......................................... 114Contenido energético de combustibles (III) ......................................... 116

Las Herramientas Computacionales (HC) suponen un revolucionario avance en nuestra sociedad. Presenciamos una era de cambio y de modificaciones constantes que influyen significativamente en nuestras vidas. Mantenernos expectantes o tomar las riendas de los procesos de cambio que nos pueden ayudar a construir un mundo sin barreras, un mundo mejor, es una elección a realizar de forma particular por cada uno de nosotros.

En el ámbito educativo las HC constituyen una importantísima ayuda para favorecer los aprendizajes escolares, particularmente de las matemáticas y de las ciencias, pues son un reforzador didáctico, un medio para la enseñanza individualizada y una herramienta fundamental de trabajo para el profesor.

En definitiva pudiéramos preguntarnos: ¿Qué aspectos caracterizan a las HC que las hacen tan especiales en la educación? Una reflexión alrededor de esta pregunta nos conduce a definir un grupo de aspectos que las podrían caracterizar:

1. Fomentan el aprendizaje continuo por parte del profesor, pues éste tendrá que estar actualizado para planificar con éxito las actividades que realizarán los estudiantes.

2. Las HC no sólo pueden ser objeto de estudio sino que deben ser herramientas indispensables para el alumno, tienen que ser integradas al entorno educativo.

3. Garantizan el desarrollo de una enseñanza significativa y forman parte de una educación integral.

4. Dinamizan el papel del profesor y del alumno. Este último, de sujeto pasivo dentro del proceso didáctico, pasa a ser protagonista del mismo junto al profesor, el cual tendrá como función rectora la orientación en el uso de las herramientas tecnológicas que sean utilizadas en el proceso.

5. Humanizan el trabajo de los profesores, pues ellos desarrollarán sus actividades con el apoyo de las tecnologías, economizando tiempo y energía.

Introducción

5Propuesta Hidalgo 3er grado QUÍMICA

Además de estas ventajas que nos proporcionan las Herramientas Computacionales en el proceso de enseñanza, es bueno destacar que también permiten lograr una mejor interdisciplinariedad, es decir, se puede relacionar el contenido con el de otras asignaturas contribuyendo así a una formación más eficiente y de carácter integral de nuestros estudiantes, particularmente el de las ciencias.

Por lo anterior, la Secretaría de Educación Pública del Estado de Hidalgo ha implementado el Programa Enseñanza de las Ciencias a través de Modelos Matemáticos para la Educación Secundaria, Propuesta Hidalgo (ECAMM-Hidalgo) a través de la Coordinación Estatal de los profesores Ma. Guadalupe Flores Barrera y Andrés Rivera Díaz. Para dar continuidad al programa, dichos profesores imparten un curso-taller programado, un día al mes durante el ciclo escolar, al equipo de Coordinadores de las Zonas Escolares del Estado, para que a su vez ellos lo multipliquen, también un día al mes, con los profesores que imparten ciencias en sus zonas correspondientes.

Las reuniones mensuales son un espacio de formación y actualización docente para el intercambio de experiencias, metodologías y conocimientos sobre la Hoja electrónica de cálculo, herramienta tecnológica que forma parte de la propuesta original elaborada por la Subsecretaría de Educación Básica de la Secretaría de Educación Pública (SEP), en colaboración con el Instituto Latinoamericano de la Comunicación Educativa (ILCE). Como producto de ello se han diseñado y compilado los textos ECAMM-Hidalgo, para cada grado escolar de educación secundaria.

Por último, sabedores de que contamos con una comunidad educativa comprometida, utilizaremos el presente material para beneficio de nuestros alumnos.

Profr. Joel Guerrero JuárezSecretario de Educación Pública

SEPH

6Enseñanza de las Ciencias a través de Modelos Matemáticos para la Educación Secundaria

PRESENTACIÓN

El libro Enseñanza de las Ciencias a través de Modelos Matemáticos para la Educación Secundaria, Propuesta Hidalgo, Química, es una compilación y diseño de actividades didácticas que contempla el uso de hojas electrónicas de cálculo. El texto cumple, en forma paralela, con los planes y programas de estudio vigentes para las modalidades de Educación Secundaria (General, Técnica y Telesecundaria).

En la mayoría de las actividades seleccionadas, la construcción y el uso de hojas electrónicas de cálculo cuentan con un sustento teórico y/o empírico, que respaldan su valor como herramientas mediadoras del aprendizaje en lo cognitivo y en lo epistemológico.

La propuesta Hidalgo plantea trabajar una sesión a la semana en el aula de medios o espacio asignado con equipos de cómputo, complementando las sesiones previas en el salón de clase. Esto implica que desde la planeación del curso escolar, los directivos deben asignar en los horarios, de forma explícita, la sesión ECAMM-Hidalgo a cada grupo.

En el espacio para desarrollar el Programa ECAMM-Hidalgo, el profesor guía a los estudiantes en su trabajo con el ambiente computacional y con las hojas de actividades didácticas programadas semanalmente en el texto.

Con las actividades se pretende que los alumnos alcancen cada vez mayores niveles de modelación matemática, para ello la programación de las actividades es como en el siguiente ejemplo:

Cómo está organizado este libro

oCTUBRE

SemanaBloque i. las características

de los materialesActividad Página

1Características fundamentales del conocimiento científico que lo distinguen de otras formas de construir conocimiento.

¿Qué es un mol?De moles a gramos (I)

23

2De moles a gramos (II)

¿Un mol + un mol = un mol?

27


En general, en el espacio ECAMM-Hidalgo el profesor debe motivar a los alumnos a:

• Explorar• Formular y validar hipótesis• Expresar y debatir ideas• Aprender comenzando con el análisis de sus propios errores.

Las sesiones ECAMM-Hidalgo se organizan a partir de actividades en las que los alumnos reflexionan sobre lo que han realizado con la computadora, y lo sintetizan para comunicarlo; por otro lado, estas actividades ya contestadas proporcionan información al profesor acerca de la comprensión que los alumnos tienen de los conceptos matemáticos involucrados en las ciencias: Biología, Física y Química.

Finalmente, una reflexión:

La educación es la base del progreso en cualquier parte del mundo y en la medida que el compromiso de los profesores se haga más expreso y se recupere la vocación profesional, podremos tener aspiraciones de superación sustentadas en hechos y no en sueños.

Ma. Guadalupe Flores Barrera y Andrés Rivera DíazCoordinadores Estatales del Programa EMAyCIT-Hidalgo


SEPTiEMBRE



1 Ideas sobre la química con las aportaciones de la ciencia al desarrollo de la sociedad.

Mezclas y aleaciones (I) 13

2 Mezclas y aleaciones (II) 14

3La tecnología y su relación con la satisfacción de diversas necesidades.

Contaminación del aire (I)

17

4Contaminación del aire

(II)19

oCTUBRE



1Características fundamentales del conocimiento científico que lo distinguen de otras formas de construir conocimiento.

¿Qué es un mol?De moles a gramos (I)

23

2De moles a gramos (II)


27

3 Desarrollo de proyectos, discusión, búsqueda de evidencias, interpretación de experimentos y uso de la información analizada, para acercarse a las particularidades del conocimiento químico.

Un experimento científico (I)

32

4 La lista de los elementos 35

NoViEMBRE

SemanaBloque ii. las propiedades de los

materiales y su clasificación químicaActividad Página

1

Clasificación de sustancias con base en sus propiedades físicas y químicas: mezclas, compuestos y elementos químicos. Ejemplos comunes en el entorno inmediato.

La tabla periódica (versión reducida)

38

2Características importantes de la cultura química: su método y su lenguaje.

La tabla periódica (completa)

41

3 Datos contenidos en la tabla periódica, propiedades de los elementos y su aprovechamiento para el diseño de diversos materiales.

Metales y no metales 42

4Pesos moleculares de

compuestos (I y II)43

Programación Tercer grado: QuímicaECAMM-HidAlgo


diCiEMBRE Y ENERo

SemanaBloque iii. la transformación de los

materiales: la reacción químicaActividad Página

1Enlace químico como una transferencia o compartición de electrones y propiedades de los materiales.

Modelo atómico y electrones de valencia

47

2Desarrollo de proyectos y promoción de la cultura de la prevención de accidentes y adicciones.

Electrones de valencia y fórmulas

de compuestos50

3Reacciones químicas sencillas, principales características y representaciones.

Un experimento científico (II)

53

4Masas en reacciones

químicas (I)55

5Enunciados científicos como el principio de conservación de la masa.

Masas en reacciones químicas (II y III)

58

6Masas en reacciones

químicas (IV)63

FEBRERo

SemanaBloque iii. la transformación de los

materiales: la reacción químicaActividad Página

1 Desarrollo de proyectos, interpretación y aplicación del uso de escalas en forma adecuada a diferentes niveles (macroscópico y microscópico).

Velocidad de reacción (I y II)

65

2Velocidad de reacción

(III)70

3Propiedades de los materiales y su transformación. El mol como unidad de medida.

Reacciones químicas: su dinámica (I y II)

72

4Reacciones químicas: su dinámica (III y IV)

78


MARZo Y ABRil

SemanaBloque iV. la formación de

nuevos materialesActividad Página

1 Principales características del cambio químico, específicamente en las reacciones de ácido-base y óxido-reducción, y ejemplos en el entorno.

Escalas logarítmicas y pH (I y II)

82

2Variación de reacciones

en el tiempo (I)86

3 Información adquirida en diferentes fuentes y su aplicación en reacciones que ocurren en el entorno.

Variación de reacciones en el tiempo (II y III)

89

4Variación en reacciones

reversibles (I)94

5 Desarrollo de proyectos y contribución del conocimiento químico, para la satisfacción de necesidades en el marco del desarrollo sustentable.

Variación en reacciones reversibles (II)

98

6Variación en reacciones

reversibles (III)99

MAYo

Semana Bloque V. Química y tecnología Actividad Página

1 Interpretación de la información recopilada. Identificación de situaciones problemáticas y alternativas de solución. Argumentación, comunicación y evaluación de resultados de un proyecto.

Modelo atómico: niveles cuánticos

100

2Balanceo de ecuaciones

(I)101

3 Diseño de estrategias para sistematizar la información; uso y construcción de modelos y la posibilidad de hacer predicciones.

Balanceo de ecuaciones (II)

104

4Balanceo de ecuaciones

(III)106

JUNio

Semana Bloque V. Química y tecnología Actividad Página

1Diferentes metodologías de investigación, formulación de hipótesis y diseño de experimentos. Elaboración de modelos y expresión de ideas y juicios fundamentados.

Hirviendo agua dentro de la computadora

109

2Contenido energético de combustibles (I y II)

112

3Contenido energético de combustibles (III)

116

Programación Tercer grado: QuímicaECAMM-HidAlgo


QUÍMICA

En esta actividad introduciremos algunas fórmulas necesarias para calcular el porcentaje en masa y el porcentaje en volumen de una aleación. Supongamos que formamos una aleación fundiendo 20 gramos de oro con 60 gramos de cobre. ¿Cuál será la masa total de la aleación?

El porcentaje de oro (en masa) estaría dado por:

El porcentaje de cobre (en masa) estaría dado por:

Para calcular los volúmenes de oro y cobre, necesitamos una fórmula que relacione éstos con su masa. En la primera parte encontramos que la densidad es la cantidad de masa de una sustancia por unidad de volumen. Esto se puede expresar mediante la fórmula siguiente:

Esta fórmula también puede escribirse como:

La densidad del oro es de 19.3 g/cm3. De acuerdo con la fórmula anterior, el volumen de los 20 gramos de oro que teníamos al inicio será de:

La densidad del cobre es de 8.9 g/cm3. De acuerdo con la fórmula anterior, el volumen de los 60 gramos de oro que teníamos al inicio será de:

¿Cuál es el volumen total de la aleación?

Los porcentajes de oro y cobre (en volumen) serán de:

Comenta con tus compañeros los resultados de esta actividad.

Mezclas y aleaciones (I)

Porcentaje de cobre (en masa) = 80

× 100 =

Porcentaje de oro (en masa) = 2080

× 100 =

Densidad = masavolumen

Volumen =

masadensidad

Volumen de oro =

2019.3

= cm3

Volumen de cobre = = cm3

Volumen de oro (en volumen) = × 100 = cm3

Volumen de cobre (en volumen) = × 100 = cm3

MezAlea01


En esta actividad formaremos aleaciones y resolveremos, por medio de una hoja de cálculo, algunos problemas relacionados.

Modelemos una situación similar a la discutida en la segunda parte. Supongamos que formamos una aleación fundiendo 100 gramos de oro con 100 gramos de cobre.

¿Cuál será la masa total de la aleación?

¿Qué porcentaje de oro (en masa) tendrá?

Elabora una hoja de cálculo como la que aparece a continuación. La densidad y la masa del oro y del cobre se toman como datos. Las otras seis cantidades se deben calcular con fórmulas (para los volúmenes utiliza la fórmula: volumen = masa/densidad).

Mezclas y aleaciones (II)

A1

A B C D

1Densidad oro

(g/cm3)Densidad cobre (g/

cm3)

2 19.3 8.9

3

4 Masa oro (g) Masa cobre (g) Masa total (g)Porcentaje de oro

en masa

5 100 100 200 50.0%

6

7Volumen oro

(cm3)Volumen cobre

(cm3)Volumen total

(cm3)Porcentaje de oro

en volumen

8 5.18 11.24 16.42 31.6%

La aleación anterior es de “12 quilates” ya que contiene 50% de oro en masa (al oro 100% puro se le denomina de “24 quilates”).

MezAlea02


Notarás que el volumen del oro es menor que el del cobre, aun cuando su masa es igual. Trata de

explicar esto, basándote en el hecho de que la densidad del oro es mayor:

Con tu hoja de cálculo resuelve los siguientes problemas.

Un anillo contiene 18 gramos de oro y 6 gramos de cobre. ¿Qué masa total tiene este anillo?

¿Qué volumen total tiene?

¿Qué porcentaje de oro en volumen contiene?

¿De cuántos quilates es el anillo?

Se desea hacer un anillo similar al anterior con 6 gramos de cobre, pero con un porcentaje de oro

en volumen de tan sólo 35%. ¿Cuántos gramos de oro se necesitarán?

(Sugerencia: varía en tu hoja la masa del oro hasta que obtengas este porcentaje de oro en volumen).

Se tienen 500 gramos de oro, a los que se quiere agregar cobre en aleación para hacer un cubo de

125 cm3. ¿Cuántos gramos de cobre se necesitarán?

(Sugerencia: varía en tu hoja la masa del cobre hasta que obtengas este volumen total).

¿Cuál es el porcentaje de oro en masa del cubo?

¿A cuántos quilates aproximadamente equivale este porcentaje?

(Sugerencia: efectúa la siguiente regla de tres: 100% de oro son 24 quilates, 36.2% de oro,

¿cuántos quilates serán?).

Se desea hacer una estatuilla de 12 quilates con un volumen total de 1 000 cm3. Antes de usar tu

hoja contesta: ¿qué porcentaje de oro en masa se debe tener?

Usa ahora tu hoja para obtener lo siguiente. (Sugerencia: varía en tu hoja las masas de oro y cobre, pero

siempre con el mismo valor). ¿Cuántos gramos de oro se necesitarán?

¿Cuántos gramos de cobre se necesitarán?

Convierte las cantidades anteriores a kilogramos: ¿cuántos kilogramos de oro?

¿Cuántos kilogramos de cobre?

¿Cuánto costará en total la estatuilla?


Los siguientes problemas son más complicados que los anteriores, pero más interesantes.A un joyero le llevan un anillo para que determine su quilataje. El joyero mide su masa y su volumen y encuentra 36 gramos y 3.23 cm3, respectivamente.

¿Cuántos gramos de oro contiene el anillo?

¿Cuántos gramos de cobre contiene?

(Sugerencia: una de las condiciones del problema se puede expresar de la siguiente manera: “masa oro + masa cobre = 36”, o despejando: “masa cobre = 36 – masa oro”. Inserta la fórmula “= 36 – A5” en la celda apropiada. Varía ahora la masa de oro hasta que encuentres el volumen total del anillo. Nota que la masa total siempre será 36).

¿De cuantos quilates es el anillo?

Resolvamos ahora un problema relacionado con Arquímedes (250 a. C.). La leyenda cuenta que el rey Herón II de Siracusa encargó a su joyero fabricar una corona de oro. El rey sospechó que la corona entregada contenía algo de plata y le pidió a Arquímedes que descubriera la verdad sin dañar la corona. El problema de Arquímedes era cómo podía saber el volumen de la corona. La leyenda cuenta que cuando Arquímedes estaba en su tina de baño se dio cuenta que al sumergir algo en agua, se podía determinar su volumen por la cantidad de agua desplazada y salió a las calles desnudo y gritando “¡Eureka! ¡Eureka!”.

Supongamos que Arquímedes encuentra que la masa de la corona es de 3 000 gramos y su

volumen de 200 cm3. Determina la cantidad de oro y la cantidad de plata

que contiene esta corona.

Sugerencia: tendrás que cambiar tu hoja de cálculo para aleaciones de oro y plata (la densidad de la plata es de 10.5 g/cm3). Sigue el procedimiento sugerido en el problema anterior, pero tendrás que escribir en la celda B5 una fórmula adecuada para este problema.

¿Cuántos gramos de oro se robó el joyero?

Supón ahora que Arquímedes encuentra que la masa de la corona es de 3 000 gramos y su volumen

de 300 cm3. Determina la cantidad de oro y la cantidad de plata que

contiene esta corona.

¿Qué crees que signifique tu descubrimiento anterior?


Para expresar la concentración de contaminantes en el aire, se utiliza una medida conocida como “partes por millón” (ppm). En esta actividad mostraremos su significado.

Supongamos que tenemos tanques del mismo tamaño, de monóxido de carbono (CO) y de oxígeno (O2), a la misma presión para que contengan la misma cantidad de moléculas.

Si mezclamos un tanque de CO con otro de O2, obtendremos una proporción de 50% de CO y 50% de O2. Esto también puede expresarse diciendo que de cada 100 moléculas en la mezcla, 50 son de CO y 50 son de O2.

Si mezclamos ahora un tanque de CO con nueve de O2 (10 en total), obtendremos un porcentaje

de % de CO y % de O2.

Esto también puede expresarse diciendo que de cada 100 moléculas en la mezcla, 10 son de CO y 90 de O2.

NÚM. dE TANQUES dE Co

NÚM. dE TANQUES EN ToTAl

PoRCENTAJE dE Co

NÚM. dE MolÉCUlAS dE Co PoR CiEN

1 2 50% 50

1 10 10% 10

1 100

1 50

1 1 000

Contaminación del aire (I)

Podemos seguir mez-clando varias cantidades de tanques. En la tabla siguiente proponemos tres más. Escribe las proporciones de estas tres nuevas combinacio-nes (las primeras dos ya fueron trabajadas en los párrafos anteriores).

Notarás que para la última mezcla de la tabla, no es apropiado hablar de “número de moléculas de CO por cien”. Sería mejor describir la proporción “por mil”, es decir, por cada 1 000 moléculas en la mezcla, 1 es de CO.

NÚM. dE TANQUES dE Co

NÚM. dE TANQUES EN ToTAl

PoRCENTAJE dE Co

NÚM. dE MolÉCUlAS dE Co PoR CiEN

1 100 1%

5 100 5% 50

1 1 000 0.1%

5 1 000 0.5%

10 500 2%

400 500 80%

Así, en proporciones pequeñas, conviene usar la relación “por mil” en vez de “por cien”. En la tabla siguiente, escribe la proporción de CO en partes por mil.

ContamAire01


Observa las dos últimas columnas de la tabla anterior.

¿Cómo se puede pasar de un porcentaje a “partes por mil”?

Hemos visto que 5% significa “5 de cada 100” y que también puede expresarse como “50 de cada

1 000”. Así, si tuviéramos en una mezcla una concentración de 3% de CO (con 97% de O2), habría

moléculas de CO por cada 100. También habría moléculas

por cada 1 000.

Podemos ir más allá y observar que todas las expresiones siguientes son equivalentes:

“5 de cada 100” “50 de cada 1 000” “500 de cada 10 000”

“ de cada 100 000” “50 000 de cada 1 000 000”

¿Para qué pueden servir estas últimas relaciones? En concentraciones todavía más pequeñas, por ejemplo de 0.02% o menores, es conveniente usar “partes por millón” en vez de “partes por mil”. Veamos lo que significa esto.

Para una concentración de 0.02% podemos escribir de manera equivalente:

“0.02 partes por 100” “0.2 partes por 1 000” “2 partes por 10 000”

“20 partes por ” “ partes por 1 000 000”

Según lo anterior, por ejemplo, una concentración de 0.003% representa “30 partes por millón”. Esta sería una concentración alta de monóxido de carbono (CO) en el aire.

En la siguiente tabla se muestran cuatro de los componentes principales del aire puro. Cambia sus porcentajes a “partes por mil” y a “partes por millón” (nota que para “partes por millón” se ha multiplicado el porcentaje por 10 000).

CoMPoNENTE PoRCENTAJE PARTES PoR Mil PARTES PoR MillÓN

N2 78% 780 000

O2 21% 210

Ar 0.93% 9.3

CO2 0.37% 0.37 370

Así, en el aire puro, por cada millón de partículas hay 780 000 de nitrógeno; de oxígeno;

9 300 de ; 370 de dióxido de


En esta actividad estudiaremos los cinco principales contaminantes de la Ciudad de México y de muchas otras ciudades. También explicaremos el concepto de Imeca. En los periódicos de la Ciudad de México se reporta diariamente el “Índice Metropolitano de Calidad del Aire” (Imeca) de cinco contaminantes que se encuentran en el aire de esta ciudad. En la tabla siguiente transcribimos los valores máximos de un día en la región centro.

Ozono 139

Dióxido de azufre 13

Dióxido de nitrógeno 72

Monóxido de carbono 61

PM-10 45

Contaminación del aire (II)

¿Fue un día poco contaminado o muy

contaminado?

Para contestar lo anterior tenemos que saber qué significan estos números.

Empecemos con el monóxido de carbono (CO), un gas incoloro e inodoro pero altamente venenoso (no lo debes confundir con el dióxido de carbono (CO2) que existe de manera natural en el aire).

En estudios científicos se ha encontrado que concentraciones de CO en el aire por arriba de 10 partes por millón (ppm) producen molestias en las personas. Concentraciones mayores de 30 partes por millón son dañinas por los efectos que pueden provocar en algunas personas. Por arriba de 50 ppm, resulta más peligroso ya que producen daños significativos a la salud.

Comparemos los datos anteriores con los resultados científicos obtenidos para las “partículas menores a 10 micras” (PM-10) que se encuentran en el aire. Por arriba de 270 microgramos por metro cúbico (µg/m3) se producen molestias en las personas. Concentraciones mayores de 600 µg/m3 son dañinas por los efectos que pueden provocar en algunas personas. Por arriba de 950 µg/m3, resultan peligrosas ya que producen daños significativos a la salud.

Sinteticemos los datos anteriores en una tabla.

PARA El MoNÓXido dE CARBoNo (Co) PARA PARTÍCUlAS MENoRES A 10 MiCRAS (PM -10)

CoNCENTRACiÓN (ppm) EFECTo EN lA SAlUd CoNCENTRACiÓN (μg/m3) EFECTo EN lA SAlUd

Más de 10 Molestias Más de 270 Molestias

Más de 30 Dañino Más de 600 Dañino

Más de 50 Peligroso Más de 950 Peligroso

¿Se te hizo muy complicado lo explicado arriba? Posiblemente sí. Cada contaminante produce diferentes efectos sobre la salud según sus niveles de concentración.

ContamAire02


Sería muy poco práctico utilizar así los datos, ya que tendríamos que aprender éstos y otros de los demás contaminantes. Necesitamos, entonces, diseñar una escala común para todos los contaminantes que sea fácil de interpretar para la población en general. Hagamos esto ahora.

Una posible solución sería utilizar una escala en la que por debajo de 100 puntos la concentración del contaminante sea aceptable y por arriba de los 500 puntos indique niveles peligrosos. Esto está representado en la figura siguiente.

Además, para dar una información más completa, se pueden definir intervalos intermedios como los que se muestran en la tabla siguiente.

PARA TodoS loS CoNTAMiNANTES

iNdiCAdoR iMECA CAlidAd dEl AiRE

De 0 a 100 Aceptable

De 100 a 200 No satisfactoria

De 200 a 300 Mala

De 300 a 500 Muy mala

Más de 500 Peligrosa

Imeca

Aceptable

0 100 500

Peligroso

En lo que sigue explicaremos cómo se relacionan los Imecas con las mediciones de cada contaminante.

En el caso del monóxido de carbono, para el cual habíamos mencionado que menos de 10 partes por millón (ppm) son aceptables y más de 50 ppm son peligrosas, hacemos la correspondencia siguiente:

10 ppm corresponden a 100 Imeca

50 ppm corresponden a 500 Imeca

Así por ejemplo, una lectura de 35 ppm de CO correspondería a 350 puntos en la escala Imeca y,

de acuerdo con la tabla anterior, indicaría una calidad del aire .Una lectura de 7 ppm de CO correspondería a puntos en la escala Imeca e indicaría

una calidad del aire .En un día se reportó un nivel de contaminación de CO de 130 Imeca. ¿A qué concentración en

partes por millón corresponde este nivel?

¿Qué calidad del aire indica?


Pasemos a estudiar la situación del ozono (O3) que es un gas incoloro, pero que en altas concentraciones reduce la visibilidad. Se ha encontrado que, para concentraciones en el aire mayores a 0.1 ppm, produce irritación de ojos y algunas molestias respiratorias. Concentraciones por arriba de 0.5 ppm, resultan ya preocupantes. Así, podemos hacer la correspondencia siguiente:

0.1 ppm corresponden a 100 Imeca

0.5 ppm corresponden a 500 Imeca

Con los datos anteriores, completa lo siguiente:

Una lectura de 0.22 ppm de ozono corresponde a puntos en la escala Imeca e indicaría

una calidad del aire

Una lectura de 0.05 ppm de O3 correspondería a puntos en la escala Imeca e indicaría

una calidad del aire .En un día se reportó un nivel de contaminación de ozono de 350 Imeca. ¿A qué concentración en

partes por millón corresponde este nivel?

¿Qué calidad de aire indica?

Analicemos ahora la situación del dióxido de azufre (SO2), un gas incoloro también, que en concentraciones mayores a 0.2 ppm produce irritación de ojos y algunas molestias respiratorias. Concentraciones por arriba de 1 ppm, resultan peligrosas. Así, podemos hacer la correspondencia siguiente:

0.2 ppm corresponde a 100 Imeca

1 ppm corresponde a 500 Imeca

Con los datos anteriores, completa lo siguiente:

Una lectura de 0.4 ppm de SO2 corresponde a puntos en la escala Imeca e indicaría una

calidad del aire Una lectura de 1.2 ppm de SO2 correspondería a puntos en la escala Imeca e indicaría

una calidad del aire Un día se reportó que el nivel de contaminación de SO2 fue de 50 Imeca. ¿A qué concentración en

partes por millón corresponde este nivel? ¿Qué calidad de aire indica?

Lo importante de todo lo anterior es que hemos uniformado las escalas de todos los contaminantes y que, por lo tanto, un valor en Imecas tiene una interpretación igual para todos. Así por ejemplo, 150 puntos en esta escala resulta “no satisfactorio” para todos ellos. Más de 500 puntos sería “terrible” para todos.


Analicemos por último la situación de las partículas menores a 10 micras1 (PM-10) para las que mencionamos que, por debajo de 270 microgramos por metro cúbico (µg/m3), resultan concentraciones aceptables y que, por arriba de 950 µg/m3, son peligrosas. Así, hacemos la correspondencia:

270 µg/m3 corresponden a 100 Imeca

950 µg/m3 corresponden a 500 Imeca

La conversión de una escala a otra ya no es inmediata, pero notemos lo siguiente. De 100 a 500 hay

un cambio de 400 puntos en la escala Imeca. De 270 a 950 hay un cambio de

en la escala de concentración en µg/m3. Así, podemos escribir la relación entre los cambios:

Un cambio de 680 µg/m3 corresponde a un cambio de 400 Imeca

Utilizando lo anterior resolvamos la pregunta siguiente. Una lectura de 695 µg/m3

de estas partículas, ¿a qué valor corresponde en la escala Imeca?

695 µg/m3 representa un cambio de 695 – 270 = 425 µg/m3

Aplicando una regla de tres:

Un cambio de 680 µg/m3 corresponde a un cambio de 400 Imeca

Un cambio de 425 µg/m3 corresponde a un cambio de ??? Imeca

Esto nos da un cambio de 250 puntos en la escala Imeca.

Así, el resultado buscado será: 100 + 250 = 350 Imeca.

Siguiendo el método anterior, completa lo siguiente:

Una lectura de 457 µg/m3 de PM–10 correspondería a puntos en la escala Imeca e

indicaría una calidad del aire

Un día se reportó que el nivel de contaminación era, para PM–10, de 160 Imeca

¿A qué concentración en µg/m3 corresponde este nivel?

¿Qué calidad del aire indica?

1 Las partículas menores a 10 micras son las más importantes desde el punto de vista de la salud humana ya que son las partículas suspendidas en el aire que, al respirar, pueden penetrar a los pulmones causando daños.


En química, la cantidad de una sustancia se mide frecuentemente en moles. En esta actividad aprenderás el significado de esta medida.

Si inventamos el nol como la cantidad de algo que contiene exactamente 60 unidades. Esta medida en la química sería ridícula ya que, por ejemplo, un nol de átomos de oro contendría 60 de estos átomos, una cantidad insignificante (incluso para comprar o vender).

Así, en química se utiliza el mol, que es la cantidad de una sustancia química que contiene un número determinado de partículas (átomos o moléculas). La pregunta es: ¿qué cantidad de partículas sería conveniente para esta unidad? ¿Mil? ¿Un millón?

Pensemos en lo siguiente: la masa en gramos de un átomo de carbono (C) es aproximadamente:

Masa del átomo de carbono ≈ 2 × 10ˉ23 g

Así por ejemplo, si tomáramos al mol como un millón (106) de partículas, un mol de átomos de carbono tendría una masa de:

Masa de 1 000 000 de átomos de carbono ≈ 106 × 2 × 10ˉ23g =

Notarás que sigue siendo una cantidad insignificante.

Una buena idea sería tomar al mol como 1023 partículas para eliminar el exponente –23 de arriba. Si fuera así, tendríamos que un mol de átomos de carbono tendría una masa de:

Masa de 1023 átomos de carbono ≈ 1023 × 2 × 10ˉ23 g =

Este resultado de 2 g ya es una cantidad razonable para trabajar con ella.

Pero recordemos que la masa atómica del carbono es de 12 unidades. Así, una mejor idea para que el mol contenga esta cantidad en gramos sería tomar al mol como seis veces más, es decir, 6 × 1023 partículas. Con esto:

Masa de un mol de átomos de carbono =

Masa de 6 × 1023 átomos de carbono ≈ 6 × 1023 × 2 × 10ˉ23 g =

Por su conveniencia, es la medida que se utiliza en química. Se define como sigue:

Nota que el mol representa un número enorme de partículas:

6 × 1023 partículas = 600 000 000 000 000 000 000 000 partículas

¿Qué es un mol?

1 mol es la cantidad de sustancia que contiene 6 × 1023 partículas.

Quemol


Así, la masa de un mol de átomos de carbono es de 12 g, que coincide con el valor de su masa atómica. ¿Esto será cierto para otros elementos? Estudiemos otro ejemplo:

La masa en gramos de un átomo de calcio (Ca) es aproximadamente:

Masa de un átomo de calcio ≈ 6.67 × 10ˉ23 g

Así tendremos que: masa de un mol de átomos de calcio =

masa de 6 × 1023 átomos de carbono ≈ 6 × 1023 × 6.67 × 10ˉ23 g = .

La masa atómica del calcio es aproximadamente igual a 40.

¿Coincide tu resultado anterior con este valor?

Así, la masa de un mol de átomos de calcio es de 40 g, que coincide con el valor de su masa atómica. En general, podemos definir:

El sodio (Na) tiene una masa atómica de 23. Esto quiere decir que un mol de átomos de sodio tiene

una masa de 23 g. El aluminio (Al) tiene una masa atómica de 27. Esto quiere decir que un mol

de átomos de aluminio tiene una masa de

¿Qué es más pesado: un mol de átomos de carbono o un mol de átomos de calcio?

Explica

¿Cuál de ellos tiene mayor número de átomos?

¿Qué masa tienen 2 moles de carbono? ¿Qué masa tienen 2 moles de calcio?

¿Cuántos moles son 120 g de carbono?

¿Cuántos moles son 120 g de calcio?

El kriptón (Kr) tiene una masa atómica de 83.8 unidades. Medio mol de este elemento tiene una

masa de . Aproximadamente, ¿cuántos moles de kriptón corresponden a 250 gramos de

este elemento? .5 moles de flúor (F) tienen una masa de 95 g. ¿Cuál es la masa de un mol de flúor?

¿Cuál es su masa atómica?

El valor de la masa atómica de un elemento representa la masa en gramos de un mol de ese elemento.


20 moles de un elemento tienen una masa de 320 g. ¿De qué elemento se trata?

¿Cuál es su masa atómica?

La masa atómica del uranio es de 238. Los siguientes pasos sirven para calcular la masa aproximada de uno de estos átomos.

Masa en gramos de un mol de uranio =

Cantidad de átomos de uranio en un mol =

Masa de un átomo de uranio = 218

6 × 1023 g =

¿Cuántas veces es más pesado el átomo de uranio que el de carbono?

Divide la masa atómica del uranio entre la del carbono:

¿Coincide este valor con tu resultado anterior? Explica


En esta actividad haremos algunas conversiones de moles a gramos y viceversa.

¿A cuántos gramos equivale un kilogramo?

Si alguien te pregunta: ¿A cuántos gramos equivale un mol? Tu respuesta debe ser que esta pregunta no tiene sentido, a menos que te digan de qué sustancia se trata.

Un mol de potasio equivale a 39.1 g (el valor de su masa atómica).

Un mol de bromo equivale a g.

Un mol de plomo equivale a g.

La conversión de moles a gramos es sencilla porque conocemos el equivalente en gramos de un mol.

Calcula a continuación cuántos gramos hay en 20 moles de potasio (indica en la línea la operación

que realizaste y su resultado).

Calcula a continuación cuántos gramos hay en 20 moles de plomo (indica en la línea la operación

que realizaste y su resultado).

De acuerdo con tus cálculos anteriores, ¿es correcta la fórmula siguiente?

La conversión de gramos a moles es un poco más complicada:

Calcula a continuación cuántos moles de potasio están contenidos en 200 g de este elemento (indica en la línea la operación que realizaste y su resultado).

Calcula a continuación cuántos moles de plomo están contenidos en 200 g de este elemento (indica en la línea la operación que realizaste y su resultado).

De acuerdo con tus cálculos anteriores, ¿es correcta la fórmula siguiente?

De moles a gramos (I)

Cantidad de gramos = cantidad de moles × masa atómica del elemento

Cantidad de moles = cantidad de gramos ÷ masa atómica del elemento

Molesgramos01


En esta actividad construiremos una hoja de cálculo que nos ayude a realizar conversiones de moles a gramos y viceversa de una manera automática.

Usando como guía la hoja de cálculo que aparece ilustrada a continuación, construye tu propia hoja. En la celda B6 tienes que usar una fórmula que dé como resultado la cantidad indicada en ella.

De moles a gramos (II)

A B C

1 Nombre del elemento Potasio

2 Masa atómica 39.1

3

4

5 Cantidad en moles Cantidad en gramos

6 20 782

Usando tu hoja de cálculo completa la tabla siguiente (convendría que la llenaras por columnas, un elemento a la vez).

CANTidAd EN MolES

CANTidAd EN gRAMoS dE CAdA ElEMENTo

He K Br Pb

0.5

1 39.1

1.5

2 8 414.4

2.5

3 239.7

Contesta también las preguntas que siguen.

Molesgramos02


1. De acuerdo con la tabla anterior, ¿a cuántos gramos equivalen 150 moles de potasio?

2. Un globo tiene una capacidad de 2 800 moles de helio. ¿Cuántos gramos de este gas contiene

el globo?

3. En un laboratorio se necesitan 0.3 moles de azufre para una reacción. ¿Cuánto es en gramos?

4. Un banco necesita pedir 1 kg de oro. ¿Cuántos moles debe pedir? (Sugerencia: una vez que hayas puesto la masa atómica del oro en tu hoja, varía la cantidad

de moles en la celda A6 hasta que obtengas los 1000 g que se necesitan).

Vamos ahora a ampliar la hoja de cálculo anterior para que realice automáticamente conversiones de gramos a moles para un elemento determinado. En las columnas D y E de tu hoja, agrega lo que se muestra en la tabla siguiente (en la celda E6 debes insertar una fórmula que dé como resultado lo indicado en ella).

C D E

1 Potasio

2 39.1

3

4

5 Cantidad en gramos Cantidad en moles

6 200 5.115

1. ¿Cuántos átomos de oro están contenidos en 5 moles de este metal?

(recuerda que un mol siempre contiene 6 × 1023 partículas).

2. Un niño necesita para respirar aproximadamente 12

kg de oxígeno. ¿A cuántos moles de

átomos de oxígeno equivale?

3. En una fábrica se desea producir 1 000 kg de aluminio diarios. ¿A cuántos moles equivale esta

cantidad?


En esta actividad veremos por qué al combinar, por ejemplo, dos moles, podemos obtener un solo mol como resultado.

Piensa primero en lo siguiente. Si en una fiesta hay una docena de hombres y una docena de

mujeres, ¿cuántas docenas de parejas pueden formarse?

Lo mismo pasa al formar compuestos. El cobre (Cu) puede reaccionar con el azufre (S) de tal manera que cada átomo de cobre se una a un átomo de azufre para formar una molécula de sulfuro de cobre (CuS).

Al combinarse una docena de átomos de cobre con una docena de átomos de azufre, ¿cuántas

docenas de moléculas de sulfuro de cobre se formarán?

Al combinarse un millón de átomos de cobre con un millón de átomos de azufre, ¿cuántos millones

de moléculas de sulfuro de cobre se formarán?

Al combinarse un mol de átomos de cobre con un mol de átomos de azufre, ¿cuántos moles de

moléculas de sulfuro de cobre se formarán?

¿Qué masa tiene un mol de sulfuro de cobre? Llena los valores siguientes para obtener esta masa (las masas atómicas del Cu y el S son 63.5 y 32, respectivamente).

Como posiblemente ya sabes, la molécula del oxígeno, en su forma más natural, es diatómica (O2), es decir, contiene dos átomos de oxígeno. Un mol de O2, como cualquier sustancia, contiene 6 × 1023 moléculas. En la estratosfera, por la acción de los rayos solares esta molécula se descompone en oxígeno atómico (O).

Si un mol de O2 se descompone, ¿cuántos átomos de oxígeno se obtendrán?

¿Cuántos moles de oxígeno atómico se generarán?

1 molécula de O2 2 átomos de O

1 mol de O2 moles de O

La masa atómica del oxígeno es 16. Esto quiere decir que un mol de O tendrá una masa de

g.

¿Cuál será la masa de un mol de oxígeno diatómico (O2)? g.


1 mol de Cu +

g de Cu +

1 mol de S

g de S =

1 mol de CuS

g de CuS

Molmolmol


El oxígeno atómico (O) puede reaccionar con el diatómico (O2) para producir ozono (O3). Completa lo siguiente:

1 átomo de O + 1 molécula de O2 1 molécula de O3

106 átomos de O + 106 moléculas de O2 moléculas de O3

1 mol de O + 1 mol de O2 mol de O3

¿Cuál será la masa de un mol de ozono?

La cantidad de moles que hay en una o varias sustancias es una medida de la cantidad de partículas

(átomos o moléculas) que contienen éstas. Como pudiste observar, la cantidad de moles antes y

después de formar compuestos no es la misma, ya que los átomos o las moléculas se combinan

para formar otras moléculas de diferente tipo. Así, el número total de partículas cambia.

Veamos otro ejemplo. El magnesio (Mg) se oxida para formar un compuesto llamado óxido de

magnesio (MgO). Como indica su fórmula, la molécula de este compuesto está formada por un

átomo de magnesio y uno de oxígeno. ¿Cuántos átomos de magnesio se necesitan para formar 200

moléculas de este óxido?

Si queremos obtener dos moles de este óxido, ¿cuántos moles de magnesio se necesitan?

¿Cuántos moles de oxígeno (O) se utilizaron?

Así, podemos escribir:

2 moles de Mg + 2 moles de O 2 moles de MgO

Como mencionamos anteriormente, el oxígeno se encuentra en el aire como una molécula diatómica. De acuerdo con la ecuación anterior, completa la siguiente:

2 moles de Mg + moles de O2 2 moles de MgO

Convierte la ecuación anterior a masas en gramos (la masa atómica del magnesio es de 24.3):

g de Mg + g de O2 = g de MgO

El hierro (Fe) también se oxida para formar un compuesto cuya molécula está formada de dos

átomos de hierro y tres de oxígeno. ¿Cuántos átomos de hierro se necesitan para formar 100

moléculas de este óxido?

Cuántos átomos de oxígeno son necesarios?

Si queremos obtener un mol de este óxido, ¿cuántos moles de hierro se necesitan?

¿Cuántos moles de oxígeno (O) se utilizaron?


Así, podemos escribir:2 moles de Fe + 3 moles de O 1 mol de Fe2O3

De acuerdo con la ecuación anterior, completa la siguiente:

2 moles de Fe + moles de O2 1 mol de Fe2O3

Convierte la ecuación anterior a masas en gramos (la masa atómica del hierro es de 56 aproximadamente).

g de Fe + g de O2 = g de Fe2O3

Explica abajo lo siguiente (cuando hayas terminado, discute con todo el grupo tus respuestas).

a) ¿Por qué al combinar 2 moles de hierro y 3 de oxígeno (O), se obtiene solamente 1 mol de Fe2O3?

b) ¿Por qué en la misma reacción, 112 g de Fe, al combinarse con 48 g de O2 sí dan en total 160 g de Fe2O3?


Un experimento científico (I)

En esta actividad descubrirás varios hechos importantes sobre el agua, el hidrógeno, el oxígeno y sobre reacciones químicas.

Sabes que el agua está formada por moléculas que contienen átomos de hidrógeno y oxígeno. Una manera de separar el agua en estos dos componentes es por medio de un proceso llamado electrólisis, el cual emplea energía eléctrica (aquí no nos interesan los detalles de éste sino sólo su efecto).

Abre el archivo Electrolisis. Observarás en la pantalla 100 ml (o 100 cm3) de agua en una celda. También observa que la masa de esta agua es de 100 gramos.

Como la celda donde se encuentra el agua es electrolítica, si pasamos corriente a través de ella, las moléculas de agua se romperán y se desprenderán en cada lado, los gases de hidrógeno y oxígeno. Para hacer esto, oprime una y otra vez la flecha derecha del control verde llamado “Corriente eléctrica”. Observa lo que pasa y descríbelo enseguida:

Con la flecha izquierda del control regresa la simulación al inicio para tomar algunos datos. Empecemos con el volumen de agua que se consume y los volúmenes de hidrógeno y oxígeno que se obtienen (representados en las gráficas). Reduce el valor del volumen de agua a 91 ml usando el control.

¿Qué volumen de hidrógeno se ha producido?

¿Qué volumen de oxígeno se ha producido?

Sigue usando el control para llenar los datos de la tabla siguiente (el volumen de agua consumido puedes calcularlo, ya que comenzaste con 100 ml de agua).

VolUMEN dE AgUA QUE QUEdA EN lA CEldA (ml)

VolUMEN dE AgUA CoNSUMido (ml)

VolUMEN dE HidRÓgENo

PRodUCido (litros)

VolUMEN dE oXÍgENo PRodUCido (litros)

91 9 11.2 5.6

82 18

77.5 22.5

73

64

55 45 56 28

Electrolisis


Observa en los últimos datos obtenidos que un volumen de 45 ml de agua pasa a ser 56 litros

de hidrógeno y 28 litros de oxígeno. Aproximadamente, ¿cuántas veces se expande el agua al

descomponerse en hidrógeno y oxígeno?

¿Cuántas veces es mayor el volumen de hidrógeno producido que el de oxígeno?

Si sabes que en una celda electrolítica se obtuvieron 100 litros de hidrógeno, ¿cuántos litros de

oxígeno se obtuvieron?

Con la flecha izquierda del control regresa la simulación al inicio para tomar más datos. Observemos

ahora la masa de agua que se consume y las masas de hidrógeno y oxígeno que se obtienen.

Reduce el valor de la masa del agua a 91 g usando el control. ¿Qué masa de hidrógeno se ha

producido?

¿Qué masa de oxígeno se ha producido?

Sigue usando el control para llenar los datos de la tabla siguiente (la masa de agua consumida puedes calcularla, ya que comenzaste con 100 g de agua).

MASA dE AgUA QUE QUEdA EN

lA CEldA (g)

MASA dE AgUA CoNSUMidA (g)

MASA dE HidRÓgENo PRodUCidA (g)

MASA dE oXÍgENo PRodUCidA (g)

91 9 1 8

82 18

73

64

55

46

37

Verifica que al sumar la masa de hidrógeno con la de oxígeno siempre se obtiene el valor de la masa de agua consumida. Explica esto.


¿Cuántas veces es mayor la masa producida de oxígeno que la de hidrógeno?

Como verás después, esto tiene que ver con la masa de las moléculas de hidrógeno y oxígeno y la

cantidad relativa que se forma de ellas.

Si sabes que en una celda electrolítica se obtuvieron 200 g de hidrógeno, ¿cuántos g de oxígeno

se obtuvieron?

Sabiendo que de 9 g de agua se forman 1 g de hidrógeno y 8 de oxígeno, ¿qué porcentaje del agua

es hidrógeno?

¿Qué porcentaje del agua es oxígeno?

En el proceso inverso de formar agua a partir de hidrógeno y oxígeno, supongamos que se tiene medio kg de hidrógeno.

¿Cuántos kg de oxígeno se necesitarán para reaccionar con él?

¿Cuántos kg de agua se pueden obtener?

Discute en clase el principio de conservación de la masa.


La lista de los elementos

En esta actividad empezarás a familiarizarte con la información más relevante que se puede asociar a cada uno de los elementos.

Abre el archivo SerieElementos. Observarás en la pantalla el nombre de un elemento con cuatro de sus características: símbolo, grupo, número atómico y masa atómica (ya en una actividad anterior explicamos el significado de las dos últimas).

Con el control que está en el centro de la pantalla puedes cambiar los elementos, pues están ordenados por su número atómico. Para comenzar, escribe en la tabla siguiente los 10 elementos más ligeros que existen.

ElEMENTo SÍMBolo NÚMERo ATÓMiCo MASA ATÓMICA gRUPo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

La siguiente lista contiene diez metales conocidos: Plata Cromo Níquel Plomo Platino Aluminio Cobre Oro Hierro Zinc

Ordénalos de acuerdo con su masa atómica para saber cuáles tienen los átomos más ligeros y cuáles los más pesados:

Escribe a continuación una lista (lo más extensa que puedas) de los elementos que sean gases como el hidrógeno, del más ligero al más pesado:

SerieElementos


Compara tu lista con la de otros compañeros. (¿Incluiste el flúor y el cloro? ¿Son éstos elementos gaseosos? Pregúntale a tu profesor o busca la respuesta en una enciclopedia).

En la parte superior de la pantalla hay tres botones para ordenar los elementos de maneras distintas. Oprime el del centro: “Ordenar alfabéticamente”, y espera unos segundos. Notarás que ahora los elementos están ordenados de manera alfabética.

Usando esta opción, llena la tabla siguiente.

ElEMENTo SÍMBolo NÚMERo ATÓMiCo MASA ATÓMICA gRUPo

Tungsteno

Mercurio

Estaño

Yodo

Uranio

Arsénico

Plutonio

Manganeso

Cobalto

Radio

Por último, oprime el botón de la derecha: “Ordenar por grupo”, y escribe abajo todos los elementos de los grupos que se te piden.

gRUPo i A

ElEMENTo SÍMBolo

gRUPo ii A

ElEMENTo SÍMBolo

gRUPo iii A

ElEMENTo SÍMBolo


¿Cuántos elementos contiene el grupo III B?

Este programa te puede servir para buscar alguna información que necesites.

gRUPo iV A

ElEMENTo SÍMBolo

gRUPo V A

ElEMENTo SÍMBolo

gRUPo Vi A

ElEMENTo SÍMBolo

gRUPo Vii A

ElEMENTo SÍMBolo

gRUPo o

ElEMENTo SÍMBolo

gRUPo i B Y ii B

ElEMENTo SÍMBolo


La tabla periódica (versión reducida)

En esta actividad empezarás a familiarizarte con la información contenida en la tabla periódica de los elementos.

Abre el archivo TablaPerioClasica. Observarás en la pantalla los elementos organizados en

siete periodos (filas) y ocho grupos (columnas). Por ejemplo, en el quinto periodo y el grupo II A,

encontramos el estroncio con símbolo

Notarás también que en la parte inferior de cada columna se describe el grupo con un nombre

característico. El estroncio está en la familia de los metales

Escribe a continuación los nombres de los seis gases nobles que están en el grupo:

Sus correspondientes símbolos son:

En la tabla siguiente aparece una lista de elementos. Tienes que completar su nombre, su símbolo y el grupo en el que se encuentra, según se requiera.

NoMBRE SÍMBolo gRUPo

Helio

Li

P

Cloro

Pb

Radio

O

K

Aluminio

Yodo

Neón

Ne

TablaPerioClasica


Competencia 1 En la tabla de la izquierda, un alumno escoge y escribe cinco símbolos de elementos sin que vea el otro. Tu compañero tiene que llenar el nombre y el grupo de ellos lo más rápidamente que pueda. Cuando termines, inviertan los papeles usando la tabla de la derecha (si es posible, tómese a cada uno el tiempo que tarda).

En la parte superior de la pantalla notarás que está escrito “Opción (2-4):”. Esto quiere decir que en la celda de la derecha puedes poner un 2, un 3 o un 4 para cambiar la información en la tabla, de acuerdo con lo siguiente:

Un 2 te da el “Nombre del elemento”. Un 3 te da su “Número atómico”.Un 4 te da su “Masa atómica”.

Cambia este valor de la opción 2 a la 3 y a la 4 para que observes esto. Completa la tabla siguiente.

NoMBRE dEl ElEMENTo SÍMBolo NÚMERo ATÓMiCo MASA ATÓMICA gRUPo

Be

Argón

Ga

S

Sodio

Bi

6

137.34

9

14.007

Compara los números atómicos con las masas atómicas. ¿Cuál de ellos es siempre mayor?

Más o menos, ¿cuántas veces es más grande? ¿Siempre?

SÍMBolo NoMBRE gRUPo SÍMBolo NoMBRE gRUPo


Competencia 2 Elige la opción 3 para que el programa muestre los números atómicos, uno de ustedes escoge un elemento y le dice al compañero su número atómico. El compañero tiene que adivinar su masa atómica. Gana el que se encuentre más cerca al valor exacto dado en la opción 4. Repitan esto dos veces cada uno. Hagan sus operaciones en una hoja.

Competencia 3 Coloca la opción 2 en la pantalla para que se vean los nombres de los elementos. Uno de ustedes escoge un elemento cualquiera, lo escribe en la tabla de la izquierda sin que lo vea su compañero. A tu compañero le dices solamente el grupo del elemento que elegiste y él tiene que adivinarlo, diciéndote el nombre, en el menor número de intentos. Cuando haya adivinado, inviertan los papeles, usando la tabla de la derecha (hagan esto dos veces cada uno).

AlUMNo

1

NoMBRE dEl ElEMENTo

NÚMERo dE iNTENToS

AlUMNo

2

NoMBRE dEl ElEMENTo

NÚMERo dE iNTENToS

Repitan esto dos veces más cada uno, pero ahora con la opción 3 para que no puedan ver los nombres de los elementos. Sumen los intentos de cada uno para saber quién ganó.

Con la opción 3, que te da el número atómico de cada elemento, escoge el grupo que quieras y escribe a continuación los símbolos con su número atómico de los cinco elementos de ese grupo que están del segundo al sexto periodos.

gRUPo ESCogido

SÍMBolo

NÚM. ATÓMiCo

diFERENCiAS 8

En la tabla de arriba calcula las cuatro diferencias entre los cinco números atómicos. Por ejemplo, si los primeros dos números atómicos que escribiste fueron el 6 y el 14, su diferencia sería de 14 – 6 = 8. Sigue así restando los números atómicos de tu tabla de dos en dos.

Recuerda que el número atómico representa la cantidad de electrones que tiene el átomo de cada

elemento. ¿Qué significa que la primera diferencia encontrada fue de 8?

¿Qué significa que la tercera diferencia calculada fue de 18?

Al final de la clase, compara tus resultados con otros equipos que escogieron grupos de elementos distintos y saquen juntos algunas conclusiones (nota que del grupo II A al III A hay saltos en el número atómico).


La tabla periódica completa

En esta actividad explorarás la tabla periódica completa de los elementos.

Abre el archivo TablaPerio, donde encontrarás la tabla periódica completa. Abre también el archivo TablaPerioClasica. Compara estas dos tablas y escribe abajo tus observaciones. Discútelas después con todo el grupo.

De las columnas agregadas en la tabla completa (III B hasta la II B) elige los 10 elementos que consideres más importantes de estos grupos y escríbelos abajo con su nombre, símbolo, número atómico, masa atómica y grupo.

NoMBRE SÍMBolo NÚM. ATÓMiCo MASA ATÓMICA gRUPo ¿PoR QUÉ lo ElEgiSTE?

TablaPerioTablaPerioClasica


Metales y no metales

En esta actividad clasificarás los elementos de la tabla periódica en diferentes tipos.

Abre el archivo MetalesNomet. Observarás en la pantalla la tabla periódica dividida en distintos colores. Tu tarea es decir los nombres de los grupos de elementos separados de esta manera. También escribe algunas de sus propiedades generales.

Color gris:

Color amarillo fuerte:

Algunos elementos están coloreados con amarillo pero rayados en gris. Estos elementos tienen propiedades intermedias entre las de metales y las de no metales. Nota su posición en la tabla separando estos dos grupos.

Color azul claro:

Color amarillo claro:

Color café rojizo:

MetalesNoMet


En esta actividad calcularemos algunos pesos moleculares sencillos. En la siguiente actividad,

usarás un programa de cómputo que realiza estos cálculos automáticamente. Consideremos

primero el óxido de dinitrógeno: N2O. ¿Cuántos átomos de nitrógeno se combinan con uno de

oxígeno para formar esta molécula?

¿Cuántos moles de átomos de nitrógeno se requieren para reaccionar con 1 mol de átomos de

oxígeno?

La masa atómica del N es 14 y la del O es 16. ¿Cuántos gramos están contenidos en 1 mol

de átomos de oxígeno? ¿Cuántos gramos hay en 1 mol de átomos de nitrógeno?

¿Cuántos gramos hay en 2 moles de átomos de nitrógeno?

Según lo anterior, sabemos que 28 g de nitrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para formar

este compuesto. ¿Cuántos g se formarán en total de este óxido?

Este total (44) nos da el peso molecular del N2O.

Este valor representa la cantidad en gramos de un mol de N2O.

Sacando la cuarta parte de las cantidades anteriores, podemos decir que 7 g de nitrógeno se

combinan con g de oxígeno para formar 11 g de este óxido.

El porcentaje de nitrógeno dentro del óxido de dinitrógeno es de:

El porcentaje de oxígeno dentro del óxido es de:

Tomemos un segundo ejemplo. La fórmula del benceno es C6H6. La masa atómica del carbono es de 12 y la del hidrógeno de 1. Utiliza la tabla siguiente para calcular el peso molecular de este compuesto.

Pesos moleculares de compuestos (I)

2844

× 100 = 63.6 %

1644

× 100 =

PesoMolec01


SÍMBolo dEl ElEMENTo

CANTidAd dE ÁToMoS

MASA ATÓMICAMASA ToTAl

dEl ElEMENTo

C 6 12 72

H 6 1

Peso molecular

Lo anterior nos indica que 72 g de carbono se combinan con 6 g de hidrógeno para formar

g de benceno.

¿Cuántos gramos de carbono son necesarios para combinarse con 100 g de hidrógeno? (Sugerencia:

divide las cantidades anteriores entre 6 y luego multiplícalas por 100).

¿Cuántos gramos de carbono se necesitan para formar 100 gramos de benceno?

(En el espacio siguiente aplica la regla de 3).

El porcentaje de carbono dentro del benceno es de:

El porcentaje de hidrógeno dentro del benceno es de:

78

× 100 =

78

× 100 =


Pesos moleculares de compuestos (II)

En esta actividad usarás un programa para calcular pesos moleculares de compuestos y resolver problemas relacionados.

Abre el archivo PesoMolec. Allí se muestran los cálculos para obtener el peso molecular del ácido sulfúrico: H2SO4. Estudia la pantalla y contesta lo siguiente:

¿Cuál es el peso (masa) molecular de este ácido? ¿Qué porcentaje es oxígeno?

Explica por qué contiene sólo 2% en masa de hidrógeno:

¿Cuántos gramos de azufre se necesitan para formar 200 g de este ácido? (Sugerencia: de los porcentajes dados se sabe que cada 100 g de ácido contienen 32.7 g de azufre.)

La fórmula del alcohol etílico es C2H5OH. Introduce este compuesto en el programa para calcular su peso atómico siguiendo los pasos siguientes:1. Haz “clic” en el botón “Borrar datos de compuesto” y observa su efecto.2. Introduce los símbolos de cada uno de los elementos que forman este compuesto con su

número correspondiente de átomos, indicados en la fórmula (los valores en las otras columnas aparecerán automáticamente).

Si hiciste esto correctamente, la masa molecular te debe dar como resultado 46.0.

¿Por qué el carbono representa más de 50% de este alcohol, aun cuando hay sólo 2 átomos de este

elemento de los 9 totales? 100 g

de alcohol etílico contienen g de carbono, g de hidrógeno y 34.8 g de oxígeno.

Apóyate en este programa para resolver los problemas que se plantearán a continuación. Recuerda lo siguiente.

El ácido nítrico (HNO3) tiene un peso molecular de

Su composición porcentual es: 1.6% de H, de N y de O.

Notarás que aproximadamente las tres cuartas partes de este ácido son oxígeno, por lo cual es un poderoso oxidante.

El valor del peso molecular de un compuesto nos da la cantidad en gramos de un mol de esta sustancia.

PesoMolec02


¿Cuál es el peso molecular del sulfato de cobre (CuSO4)?

¿Qué cantidad de cobre se necesita para obtener 100 g de este sulfato?

El ácido sulfhídrico (H2S) tiene un peso molecular de

¿Cuántos gramos están contenidos en un mol de este ácido?

¿Cuántos gramos hay en 6 moles de este ácido?

El porcentaje de azufre en este ácido es de ¿Por qué es tan alto si hay 1 átomo

de azufre por cada 2 de hidrógeno?

Si queremos producir 200 g de óxido férrico (Fe2O3), aproximadamente, ¿cuántos gramos de

oxígeno son requeridos? y ¿cuántos gramos de hierro? (Sugerencia: encuentra las cantidades que se piden para 100 gramos del óxido y multiplícalas por 2.)

Aproximadamente, ¿cuántos gramos contiene medio mol de este óxido?

Un óxido se forma combinando 300 g de azufre y 300 g de oxígeno.

a) De acuerdo con las cantidades de arriba, ¿En qué porcentaje se encuentra el azufre en este

óxido? ¿En qué porcentaje se encuentra el oxígeno?

b) Introduce en el programa los símbolos de los dos elementos de este compuesto y varía la

cantidad de átomos hasta que encuentres la proporción indicada arriba.

c) ¿Cuál sería, entonces, la fórmula de este compuesto?

El metano está formado por aproximadamente 75% de carbono y 25% de hidrógeno. Sigue el método

del problema anterior para encontrar la fórmula de este compuesto. Escríbela a continuación:

Otro hidrocarburo está formado por 81.8% de carbono y el resto de hidrógeno. Su fórmula debe

ser: Su nombre es el Pro


Empecemos con las capas de electrones en los átomos. De acuerdo con el modelo atómico propuesto por Bohr, los protones y neutrones se concentran en el núcleo del átomo, con los electrones girando a su alrededor en diferentes capas, como lo muestra la figura siguiente (el núcleo del átomo no se incluye ya que sería tan sólo un puntito).

Cuenta los electrones de cada capa en la figura adjunta, desde la más interna (primera) a la más externa y escribe su cantidad en la tabla siguiente.

En esta actividad aprenderás cómo están organizados los electrones de un átomo en diferentes capas y a cuáles se les llama electrones de valencia. En la siguiente actividad mostraremos su utilidad en la escritura de fórmulas de compuestos.

Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, ¿cómo podemos saber cuántos átomos de cada uno de ellos se pueden acoplar entre sí? Por ejemplo, el cloro (Cl) y el carbono (C) se pueden unir para formar el tetracloruro de carbono (CCl4). ¿Por qué se necesitan cuatro átomos de cloro para unirse a uno de carbono? Aquí daremos algunas ideas para responder este tipo de preguntas.

Modelo atómico y electrones de valencia

CAPAS 1 2 3 4 5

CANTidAd dE ElECTRoNES

Suma los cinco valores para obtener el número total de electrones:

De acuerdo con este número, ¿cuál elemento está representado en el diagrama? (Auxíliate con el archivo TablaPerioClasica para obtener el número atómico de los elementos).

Abre el archivo CapasOrb y comprueba tus resultados anteriores.

Notarás que el elemento del grupo O, representado en el diagrama de arriba, tiene sus cinco capas llenas con el máximo número de electrones posible en cada capa.

CapasorbTablaPerioClasica


El elemento modelado en la figura siguiente, también del grupo O, tiene solamente tres capas de electrones. Cuéntalos.

¿De qué elemento se trata?

CAPAS 1 2 3


Usa las flechas del control que aparece en la pantalla para pasar al número atómico 18 y compara la cantidad de electrones en cada capa del elemento anterior.

Usando nuevamente el control de la pantalla, pasa al número atómico 10 (el neón) y de acuerdo con la cantidad de electrones en cada capa, dibuja un diagrama de este elemento como los anteriores (llena también la tabla).

CAPAS 1 2 3


Ayudándote con el programa, llena la tabla siguiente con la cantidad de electrones en cada capa para cada elemento. En el espacio de la izquierda dibuja tres diagramas pequeños de capas, para cada uno de los elementos.


NÚMERo ATÓMiCo

CAPAS

1 2 3

Na 11

Mg 12

Al 13

Compara los diagramas de estos tres elementos con el del neón. ¿Qué diferencia encuentras?


A los electrones de la capa más externa se les llama electrones de valencia. Éstos son los que participan en los enlaces químicos necesarios para formar compuestos. En el caso particular del sodio (Na), el magnesio (Mg) y el aluminio (Al), los cuales, como vimos en los diagramas anteriores, tienen respectivamente 1, 2 y 3 electrones de valencia, sus átomos tienden a ceder estos electrones externos para obtener una estructura más estable (con capas completas) como la del neón (Ne).

Así, el Na tiene una tendencia a ceder 1 electrón. El Mg tiene una tendencia a ceder

electrones. El Al tiene una tendencia a ceder electrones.

Ayudándote con el programa, llena la tabla siguiente con la cantidad de electrones en cada capa para cada elemento. En el espacio de la izquierda dibuja tres diagramas de capas para cada uno de los elementos.


NÚMERo ATÓMiCo

CAPAS

1 2 3

F 9

O 8

N 7

Si comparas los diagramas de estos tres elementos con el del neón notarás que les faltan electrones

para completar su segunda capa. Al flúor le falta 1 electrón, al oxígeno le faltan

electrones y al nitrógeno le faltan electrones.

Estos átomos tienden a ganar los electrones externos que necesitan para obtener una estructura más estable (con capas completas) como la del neón (Ne).

Así, el F tiene una tendencia a aceptar 1 electrón. El O tiene una tendencia a aceptar

electrones. El N tiene una tendencia a aceptar electrones.

Realiza un estudio similar al anterior con los siguientes elementos: potasio (K), calcio (Ca), cloro (Cl), azufre (S) y fósforo (P), y compara sus capas con las del argón (Ar), el cual ya analizamos antes (si quieres dibujar sus diagramas, hazlo en una hoja de tu cuaderno). En particular, decide cuáles de estos elementos tienden a ceder electrones (y cuántos) y cuáles tienden a ganarlos (y cuántos). Escribe tus conclusiones a continuación:

Los tres primeros elementos que estudiamos en esta actividad, el kriptón, el argón y el neón, son del grupo O y tienen todas sus capas de electrones llenas. Este grupo, el de los gases nobles, se caracteriza por su estabilidad química, es decir, se sienten completos como están y no les gusta reaccionar con otros elementos. De hecho, los gases nobles son los únicos elementos que se encuentran como átomos aislados en la naturaleza y no en forma de moléculas o combinados con otros elementos.


Electrones de valencia y fórmulas de compuestos

En esta actividad generalizaremos los resultados de la actividad anterior y los usaremos para predecir la posible combinación de elementos en compuestos.

Empecemos resumiendo la información obtenida en la actividad anterior.

Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en

Estos electrones, por estar más alejados del núcleo que los demás, son atraídos más débilmente hacia él, por lo cual se pueden perder o ganar más fácilmente. Esto los hace participar en la formación de enlaces químicos.

En la tabla siguiente mostramos el número de electrones de valencia de cada uno de los elementos estudiados en la actividad anterior. Tu tarea es completar su tendencia, es decir, su capacidad para ceder o ganar electrones y señalar el grupo correspondiente del elemento.


ElECTRoNES dE VAlENCiA

TENdENCiA gRUPo

Ne 8 Completa

Na 1 Ceder 1

Mg 2

Al 3 III A

F 7 Ganar

O 6

N 5 V A


ElECTRoNES dE VAlENCiA

TENdENCiA gRUPo

Ar 8 O

K 1

Ca 2 Ceder 2

Cl 7 VII A

S 6

P 5 Ganar 3

Kr 8

¿Qué relación encuentras entre el grupo del elemento y el número de electrones de valencia?

Explica la relación entre el número de electrones de valencia del átomo y su tendencia:

La hipótesis que podemos plantear es que todos los elementos de una misma familia (grupo) tienen el mismo número de electrones de valencia y, por lo tanto, la misma tendencia a ceder o ganar electrones. Abre nuevamente el archivo CapasOrb y verifica esta hipótesis de la siguiente manera.

Capasorb


Verifica que todos los elementos del grupo III A (familia del boro) tienen tres electrones de valencia y que, para dejar completas sus capas, tienden a ceder estos tres electrones.

Verifica que todos los elementos del grupo V A (familia del oxígeno) tienen seis electrones de valencia y que, para completar su última capa, tienden a ganar dos electrones más.

Verifica una familia más. Todos los elementos del grupo tienen

electrones de valencia y , tienden a

Así, los elementos del grupo I A tienden a ceder un electrón. Los del grupo II A tienden a ceder

electrones. Los del grupo III A tienden a ceder electrones. Los del grupo

VII A tienden a ganar un electrón. Los del grupo VI A tienden a etcétera.

Veamos ahora cómo se relaciona lo anterior con la formación de compuestos. Tomemos por ejemplo el magnesio y el cloro. El magnesio (Mg), siendo del grupo II, tiende a ceder dos electrones. El cloro (Cl), del grupo VII, puede aceptar un electrón para completar su última capa. Así, si estos elementos se combinaran, se requerirían dos átomos de cloro para aceptar los dos electrones que cedería el átomo de magnesio. Esto quiere decir que debemos esperar una fórmula química entre estos dos elementos como sigue: MgCl2.

¿Cuál sería la fórmula de un compuesto formado por el calcio (Ca) y el flúor (F)?

Explica por qué se debe esperar que la fórmula de un compuesto que combine al sodio (Na) con el

azufre (S), debe ser de la forma: Na2S:

Consideremos ahora el calcio y el oxígeno. El calcio tiende a ceder dos electrones y el oxígeno tiende a ganar también dos electrones. Así, esperamos que, si llegan a reaccionar estos dos elementos, se acoplen bien un átomo de cada uno y por lo tanto la fórmula sería: CaO.

¿Cuál sería la fórmula de un compuesto formado por el magnesio y el azufre?

Explica por qué se debe esperar que la fórmula de un compuesto que combine al litio (Li) con el

flúor (F), debe ser de la siguiente forma: LiF.

Explica por qué se debe esperar que la fórmula de un compuesto que combine aluminio (Al) con

cloro (Cl), debe ser de la siguiente forma: AlCl3.


Por último, consideremos al aluminio (grupo III) y el azufre (grupo VI). El aluminio tiende a ceder tres electrones. El azufre tiende a aceptar sólo dos electrones. No parece que puedan acoplarse. Pero pensemos en dos átomos de aluminio. Éstos tendrían en total seis electrones para ceder.

¿Cuántos átomos de azufre necesitamos para recibir estos seis electrones?

Así, la fórmula que se esperaría de ellos sería: Al2S3. ¿Cuál sería la fórmula de un compuesto

formado por el boro y el oxígeno?

Con la información anterior, completa la tabla siguiente (se te da un ejemplo como guía).

gRUPo i A gRUPo ii A gRUPo iii A

li Na K Mg Ca Sr B Al ga

gRUPo Vii A

F LiF

Cl NaCl MgCl2 AlCl3

Br SrBr2

gRUPo Vi A

o CaO

S Na2S Al2S3

Se

Como puedes observar, el modelo de electrones de valencia te permitió predecir las fórmulas de muchos compuestos. Pero, ¿existen realmente todos estos compuestos?


Un experimento científico (II)

En esta actividad explorarás un poco más el programa y obtendrás las densidades del hidrógeno, del oxígeno y del agua.

Abre el archivo Electrolisis, el cual, como recordarás, descompone al agua en hidrógeno y oxígeno. Nota que el volumen del agua comienza con 100 ml o 100 cm3.

¿Son éstas dos unidades equivalentes?

Es útil saber que un litro y un decímetro cúbico son unidades de volumen y que representan exacta-mente lo mismo. Sus subunidades, el mililitro y el centímetro cúbico también son equivalentes.

¿Cuántos mililitros se necesitan para formar un litro?

¿Cuántos centímetros cúbicos se necesitan para formar un decímetro cúbico?

¿Cuál tiene mayor volumen: un litro de agua, un litro de leche o un litro de aceite?

Usa el control verde para variar el volumen del agua y compara sus valores con los de la masa del

agua. ¿Qué observaste?

De acuerdo con tu observación, ¿qué masa tiene un volumen de agua de 50 ml?:

gramos.

Podemos concluir entonces que:

Se dice entonces que la densidad del agua es de un gramo por centímetro cúbico (1 g/cm3).

Estudiemos ahora el oxígeno liberado. Utilizando tu programa, llena la tabla adjunta.

En cualquier tipo de sustancia:1 ℓ equivale a 1 dm3 y 1 ml equivale a 1 cm3.

Para el agua solamente:1 cm3 de agua tiene una masa de 1 g.

Electrolisis


Nota que, al duplicar la masa de 4 a 8 gramos, también el volumen se duplica.

¿Es lógico esto? Explica:

Observa que en el cuarto dato de la tabla tenemos una masa de oxígeno de 14.4 g en un volumen aproximado de 10 ℓ.

¿Qué masa tendrá un litro de oxígeno? g.

Por último, estudiemos el hidrógeno liberado. Utilizando tu programa, llena la tabla siguiente.

Usando los datos de la tabla, ¿cuál será el volumen de

100 g de hidrógeno?

¿Cuál será la masa aproximada de 200 litros de hidró-

geno?

En el sexto dato de la tabla tenemos una masa de hidrógeno de 9 g en un volumen aproximado de 100 ℓ.

¿Qué masa tendrá un litro de hidrógeno? g.

Para los siete datos de la tabla del oxígeno, divide cada una de las masas del oxígeno entre su volumen correspondiente (conviene usar una calculadora).

¿Cuál es el valor que encuentras siempre?

¿Qué tiene que ver este valor con la densidad del oxígeno?

Para los siete datos de la tabla del hidrógeno, divide cada una de las masas del hidrógeno entre su volumen correspondiente (conviene usar una calculadora).

¿Cuál es el valor que encuentras siempre?

¿Qué tiene que ver este valor con la densidad del hidrógeno?

Comprueba que la densidad del oxígeno es 16 veces más grande que la del hidrógeno (en tus cálculos anteriores debiste obtener una densidad aproximada para el oxígeno de 1.44 g/ℓ, y para el hidrógeno de 0.09 g/ℓ). Esto quiere decir que las moléculas de oxígeno tienen una masa 16 veces mayor que las del hidrógeno.

MASA dEl oXÍgENo (g)

VolUMEN dE oXÍgENo ( )

4

8

12

14.4 10.08

20

40

80

MASA dEl HidRÓgENo (g)

VolUMEN dEl HidRÓgENo ( )

1

2

3

4

5

9 100.8

10


Masas en reacciones químicas (I)

En esta actividad calcularás las masas que intervienen en una reacción química y resolverás algunos problemas relacionados. Para esto, te apoyarás en un programa (ya utilizado antes) que calcula pesos moleculares.

Consideremos primero la reacción en donde el dióxido de carbono forma ácido carbónico al combinarse con el agua.

CO2 + H2O H2CO3

Las masas atómicas del hidrógeno, del carbono y del oxígeno son, respectivamente, 1, 12 y 16. A continuación calcula y escribe las masas atómicas de los tres compuestos (por ejemplo, para el CO2 sería: 12 +16 +16).

CO2 H2O H2CO3

Suma las masas del dióxido y del agua:

¿Por qué resultó igual a la masa del ácido?

La ecuación anterior puede escribirse como:

44 g de CO2 y 18 g de H2O reaccionan para obtener 62 g de H2CO3

Para contestar las preguntas de esta actividad, puedes ayudarte con el archivo ReglaDe3 (si no lo tienes a la mano, realiza las operaciones necesarias con calculadora).

De la interpretación anterior sabemos que por cada 18 g de agua se producen 62 g de ácido

carbónico. ¿Cuántos gramos de agua se necesitan para producir 100 g de este ácido?

Te puede ayudar la siguiente proporción:

18 g es a 62 g

como x g es a 100 g

¿Cuántos gramos de ácido se formarán con 200 g de CO2 y suficiente agua?

(Escribe abajo la proporción correspondiente.)

44 g es a 62 gcomo es a

Consideremos ahora la siguiente reacción de descomposición por calor:

CuCO3 CuO + CO2

El carbonato de cobre se descompone para obtener

PesoMolecReglade3


Abre el archivo PesoMolec y calcula las masas moleculares de cada uno de estos tres compuestos para completar lo siguiente:

123.5 g de CuCO3 g de CuO y g de CO2

Suma las masas de los dos productos y comprueba que la masa total se conserva en la reacción

anterior: + =

La ecuación anterior puede escribirse también como sigue:

1 mol de CuCO3 mol de CuO y mol de CO2

¿Cuántos moles de CO2 se formarán si se usan 0.5 moles del carbonato?

¿Cuántos gramos de óxido de cobre se formarán si se usan 123.5 g de carbonato?

(Observa la ecuación en forma de gramos).

¿Cuántos gramos de óxido de cobre se formarán si se usan 100 gramos del carbonato?

(Para resolver esto, escribe primero la proporción correspondiente abajo).

¿Cuántos moles representan estos 100 g de carbonato? (Un mol de carbonato contiene 123.5 g, su

masa molecular). (Exprésalo abajo como una regla de tres).

¿Cuántos moles representan los 64.37 g obtenidos del óxido? (Un mol del óxido contiene 79.5 g,

su masa molecular.) (Exprésalo abajo como una regla de tres).

¿Por qué estos dos últimos resultados deben ser iguales? (Observa la ecuación en forma de moles).

Estudiemos por último la siguiente reacción:

Na2CO3 + 2 HCl CO2 + 2 NaCl + H2O


Esta ecuación puede expresarse de la siguiente manera (completa las partes que faltan).

Carbonato de reacciona con ácido clorhídrico para formar

dióxido de , cloruro de y .

También puede escribirse como sigue:

1 mol de Na2CO3 + moles de HCl 1 mol de CO2

+ moles de NaCl + de H2O

¿Cuántos moles de carbonato de sodio se necesitan para reaccionar con 8 moles de ácido

clorhídrico? ¿Cuántos moles de agua se obtienen? .¿Cuántos moles de ácido clorhídrico son necesarios para producir 10 moles de cloruro de sodio?

.

Con el archivo PesoMolec calcula las masas moleculares de cada uno de estos compuestos para completar lo siguiente (toma en cuenta sus coeficientes):

g de Na2CO3 + g de HCl g de CO2

+ g de NaCl + g de H2O.

Suma las masas de los dos reactivos: 106 + 73 =

Suma las masas de los tres productos: 44 + + 18 =

Los dos resultados deben ser iguales porque la masa total en una reacción debe conservarse.

Contesta las siguientes preguntas relativas a la reacción anterior.

¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico se necesitarán para reaccionar con 500 g de carbonato de

sodio? (Exprésalo abajo como una regla de tres).

¿Cuántos gramos de cloruro de sodio se formarán con las cantidades usadas en la pregunta

anterior? (Exprésalo abajo como una regla de tres).

Escribe abajo qué aprendiste en esta actividad y presenta tus ideas al grupo.


Masas en reacciones químicas (II)

En esta actividad exploraremos la relación entre la masa y el volumen de un mol para gases. Te sorprenderás de encontrar que esta relación es muy distinta a la que corresponde a sólidos y líquidos.

Comencemos con el magnesio, que tiene una masa atómica de 24.3. Recordarás que este valor representa la masa en gramos de un mol de magnesio. Es decir:

Un mol de magnesio tiene una masa de 24.3 g

¿Qué volumen tiene este mol de magnesio? Para esto necesitamos conocer su densidad, que es de 1.7 g/cm3 y la fórmula siguiente:

Divide la masa de un mol de magnesio entre su densidad para encontrar el volumen de un mol de

esta sustancia (usa una calculadora).

De la misma manera, calcula en la tabla siguiente el volumen de un mol de algunos otros elementos (la masa de un mol es la masa atómica del elemento).

ElEMENTo MASA dE UN Mol (g) dENSidAd (g/cm3) VolUMEN dE UN Mol (cm3)

Magnesio

Aluminio

Hierro

Cobre

Platino

Mercurio

Plomo

Uranio

¿Cuál es el único elemento líquido de la lista anterior?

¿Cuál es el elemento con menor volumen?

¿Qué volumen tiene un mol de este elemento?

¿Cuál es el elemento con mayor volumen?

¿Qué volumen tiene un mol de este elemento?

Volumen = MasaDensidad

(Densidad = MasaVolumen

)

MasReacQuim02


Como podrás observar, el volumen de un mol de diferentes elementos varía bastante. Recordarás que un mol de una sustancia cualquiera contiene siempre 6 × 1023 partículas. Explica por qué crees que el volumen varía aun cuando todos tienen el mismo número de átomos.

Discute esto con tu grupo.

Pasemos ahora a calcular el volumen de un mol para varios gases.

Comencemos con el nitrógeno, cuya masa atómica es de 14. Sin embargo, el gas nitrógeno está compuesto de moléculas de dos átomos, así que su masa molecular es de 28. Esto significa que:

Un mol de moléculas de nitrógeno tiene una masa de 28 g

¿Qué volumen tiene este mol de nitrógeno? Su densidad es de 1.25 g/ℓ (es más conveniente expresar la densidad de un gas en gramos por litro o por su equivalente: g/dm3). Divide la masa de un mol de moléculas de nitrógeno entre su densidad para encontrar el volumen de un mol de

este gas (usa una calculadora).

De la misma manera, calcula en la tabla siguiente el volumen de un mol de algunos otros gases (con dos decimales de precisión).

ElEMENTo MASA dE UN Mol (g) dENSidAd (g/ ) VolUMEN dE UN Mol ( )

Hidrógeno (H2) 2 0.0893

Nitrógeno (N2) 28 1.25 22.40

Oxígeno (O2) 32 1.43

Cloro (Cl2) 70.9 3.17 22.37

Helio (He) 4 0.0179

Neón (Ne) 20 0.893 22.40

Argón (Ar) 40 1.79

Notarás algo sorprendente: ¡todos los volúmenes son casi iguales! En realidad, esto fue descubierto experimentalmente a principios del siglo XIX:

ley de Avogadro:Un mol de cualquier gas (en condiciones normales) ocupa un volumen de 22.4 litros.


¿Cuáles son estas condiciones normales? El volumen de los gases varía al cambiar su temperatura o su presión. Para poder hacer comparaciones entre ellos, debemos tenerlos en condiciones iguales. Las condiciones normales son 0 °C y una atmósfera de presión.

Para que te puedas imaginar el volumen que representa un mol de un gas en condiciones normales, 22.4 litros equivalen a 22.4 dm3. Si calculamos el lado de un cubo que tiene 22.4 dm3 de volumen, obtendríamos el valor de 2.82 dm aproximadamente (calcula el cubo del número 2.82 para comprobar que efectivamente da ≈ 22.4).

Lo anterior quiere decir que una porción cúbica de aire o de cualquier gas con un lado de 28.2 cm (casi la longitud de una regla) representará un mol de ese gas.

Construye una caja cúbica de cartulina con estas dimensiones y escribe en ella el membrete “Un mol de aire” en sus 6 caras. Cuélgala en tu cuarto.

Contesta las siguientes preguntas y discútelas con tu grupo.

¿Qué significa la ley de Avogadro? (Recuerda que un mol de cualquier sustancia tiene el mismo

número de átomos o moléculas).

¿Por qué tiene sentido esta ley? (Piensa que las partículas de un gas están muy separadas entre ellas,

así que no importa qué tan grandes o pequeñas sean para formar su volumen).

La ley de Avogadro parece ser cierta sólo para condiciones muy especiales. En realidad se puede enunciar de una manera más general.

“Condiciones iguales” quiere decir lo siguiente: la misma cantidad de moles (o de partículas), la misma temperatura y la misma presión.

Discute en clase esta ley incluyendo lo relacionado con las siguientes preguntas.

¿Qué le pasa al volumen de cualquier gas cuando se eleva su temperatura, manteniendo fija su presión? (Para que compares con el dato original, a 20 °C y una atmósfera de presión, un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 24.0 ℓ.)

¿Qué le pasa al volumen de cualquier gas cuando se aumenta su presión, manteniendo fija su temperatura? (Para que compares con el dato original, a 0 °C y dos atmósferas de presión, un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 11.2 ℓ.)

¿Qué le pasa al volumen de cualquier gas cuando aumentamos su cantidad de moles, manteniendo fijas su temperatura y su presión?

ley de Avogadro:Todos los gases (en condiciones iguales) ocupan el mismo volumen.


En esta actividad comenzaremos el análisis de los volúmenes de gases en reacciones químicas.Consideremos primero la reacción en la que se forma ácido sulfhídrico (en forma de gas) a partir de la reacción de hidrógeno (gas) con azufre (en forma de gas).

2 H2 + S2 2 H2S

La ecuación anterior puede escribirse también como:

2 moles de H2 reaccionan con 1 mol de azufre para obtener 2 moles de ácido

Recordarás que la ley de Avogadro nos dice que un mol de cualquier gas (en condiciones iguales) ocupa el mismo volumen (por ejemplo, a 20 °C y una atmósfera de presión, un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 24 ℓ). De lo anterior podemos deducir que:

48 ℓ de H2 reaccionan con 24 ℓ de azufre para obtener 48 ℓ de ácido

¿Cuántos litros de H2 se necesitan para reaccionar con 2 ℓ de S2?

¿Cuántos litros de ácido sulfhídrico se obtendrán?

¿Cuántos litros de H2 se necesitan para reaccionar con 1 ℓ de S2?

¿Cuántos litros de ácido sulfhídrico se obtendrán?

Así, podemos escribir:

2 ℓ de H2 reaccionan con 1 ℓ de azufre para obtener 2 ℓ de ácido

Lo anterior puede expresarse también como:

2 volúmenes de H2 reaccionan con 1 volumen de azufre para obtener 2 volúmenes de ácido

El siguiente diagrama ilustra esto:

Vemos que, si antes y después de la reacción anterior se tiene la misma presión y temperatura (condiciones iguales), empezaremos con tres volúmenes de gas y terminaremos con sólo dos. ¡El volumen total se ha reducido!

Escribe la ecuación con las masas moleculares (incluyendo los coeficientes) para comprobar que la masa se conserva (las masas atómicas del hidrógeno y el azufre son respectivamente 1 y 32):

4 g de H2 + g de S2 g de H2S

Masas en reacciones químicas (III)

+

MasReacQuim03


Explica cómo es posible que la masa se conserve pero el volumen se reduzca:

Estudia ahora la reacción donde se forma amoniaco (gas) a partir de hidrógeno (gas) y nitrógeno (gas): N2 + 3 H2 2 NH3

La ecuación anterior puede escribirse también como: mol de N2 reacciona con

moles de H2 para obtener moles de NH3

o bien:

24 litros de N2 reaccionan con litros de H2 para obtener litros de NH3

¿Cuántos litros de H2 se necesitan para reaccionar con 1 litro de N2?

¿Cuántos litros de amoniaco se obtendrán?


1 volumen de N2 reacciona con 3 volúmenes de H2 para obtener 2 volúmenes de NH3

Dibuja a continuación un diagrama que ilustre esto.

¿En qué fracción se redujo el volumen total? (Suponiendo que antes y después de la

reacción se tienen la misma presión y temperatura.)

Escribe la ecuación con las masas moleculares (incluyendo los coeficientes) para comprobar que la masa se conserva (las masas atómicas del hidrógeno y el nitrógeno son, respectivamente, 1 y 14):

gramos N2 + gramos de H2 34 gramos de NH3

Estudia por último la reacción de descomposición del etano en etileno e hidrógeno:

C2H6 C2H4 + H2

24 ℓ de C2H6 producen ℓ de C2H4 y ℓ de H2


1 volumen de C2H6 produce volumen de C2H4 y volumen de H2

Dibuja a continuación un diagrama que ilustre esto.

¿En qué factor creció el volumen total? (Suponiendo que antes y después de la reacción

se tienen la misma presión y temperatura).


Masas en reacciones químicas (IV)

En esta actividad calcularás masas y volúmenes en reacciones químicas donde intervienen gases. Para esto, te apoyarás en un programa (ya utilizado antes) que calcula pesos moleculares.

Considera primero la reacción en la que el clorato de potasio reacciona con ácido clorhídrico:

KClO3 + 6 HCl KCl + 3 H2O + 3 Cl2¿Cuántos moles de Cl2 se obtendrán si se usan 5 moles del clorato?

El cloro (Cl2) es un gas, así que (a 20 °C y una atmósfera de presión) un mol de este gas ocupa un volumen de 24 litros.

¿Cuántos litros de Cl2 se obtendrán si se usan 5 moles de clorato?

Abre el archivo PesoMolec y calcula las masas moleculares de cada uno de los cinco compuestos (incluyendo sus coeficientes) para completar lo siguiente:

gramos de KClO3 + gramos de HCl

gramos de KCl + gramos de H2O + gramos de Cl2Suma abajo las masas de los dos reactivos y comprueba que es igual a la masa de los tres productos:

+ = 341.6

+ 54 + =

Para contestar las preguntas siguientes puedes ayudarte con el archivo ReglaDe3 (si no lo tienes a la mano, realiza las operaciones necesarias con calculadora).

¿Cuántos gramos de cloro se formarán si se usan 200 g del clorato?

(Para resolver esto, escribe primero la proporción correspondiente abajo).

122.6 g es a 213 g

como es a .

¿Cuántos moles de cloro son estos 347.47 g?

(Escribe primero la proporción correspondiente abajo.)

3 moles es a 213 g

como es a .

PesoMolecReglade3


¿Cuántos litros de cloro son estos 4.89 moles?

(Escribe la proporción abajo).

1 mol es a 24 ℓ

como es a .

Comprobemos el resultado anterior como sigue. Según la ecuación original, sabemos que:

1 mol de KClO3 produce 3 moles de Cl2Esto quiere decir que:

122.6 g de KClO3 producen 72 ℓ de Cl2Explica la línea anterior:

Como originalmente se tenían 200 g de clorato, la cantidad de litros de cloro producida estará dada por:

122.6 g es a 72 ℓ

como 200 g es a × l

¿Cuántos litros se obtienen? ¿Es el mismo resultado que el de la página anterior?

(Si no es así, comprueba tus resultados o explica la diferencia).

Considera ahora la reacción:

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2

Según la ecuación anterior sabemos que:

2 moles de Na producen mol de H2

Esto quiere decir que:

46 g de Na producen 24 ℓ de H2

Explica la línea anterior:

Responde ahora la siguiente pregunta escribiendo la proporción correspondiente abajo. ¿Cuántos

gramos de sodio se necesitan para obtener 10 litros de hidrógeno?


En esta actividad mostraremos cómo se puede predecir el comportamiento de una reacción a través del tiempo y el significado de la velocidad de reacción.

Imaginemos una reacción en donde las moléculas de un compuesto A se transforman en moléculas del compuesto B:

A B

Supongamos que, cada minuto, 10% de las moléculas de A se transforma en moléculas de B. Observemos lo que sucede con 12 000 moléculas del compuesto A.

En el primer minuto:

10% de 12 000 = 0.1 × 12 000 = 1 200 moléculas se transformarán de A a B

Así tendremos:12 000 – 1 200 = 10 800 moléculas de A

y1 200 moléculas de B

Explica por qué:

Veamos qué pasa en el segundo minuto. Nuevamente 10% de las moléculas de A se transformarán en moléculas de B:

10% de 10 800 = 0.1 × 10 800 = 1 080 moléculas de A

Así tendremos:10 800 – 1 080 = 9 720 moléculas de A

y1 200 + 1 080 = 2 280 moléculas de B

Explica por qué:

Organicemos estos datos en una tabla.

TiEMPo (MiN)

CANTidAd dE MolÉCUlAS dE A

NÚM. dE MolÉCUlAS dE A QUE SE TRANSFoRMAN A B

CANTidAd dE MolÉCUlAS dE B

Inicio 12 000 0 0

1 10 800 1 200 1 200

2 9 720 1 080 2 280

3

Calcula abajo las tres cantidades que faltan en la tabla anterior y complétala con ellas.

Velocidad de reacción (I) VelReaccion01


Para el tercer minuto:

10% de = 0.1 × = moléculas de A se transformarán

Así tendremos:

– 972 = moléculas de Ay

+ 972 = moléculas de B

Si seguimos con los cálculos anteriores, obtendremos los siguientes resultados (por brevedad, sólo hemos incluido los valores para cada 5 minutos).

TiEMPo (MiN)




0 12 000 0 0

5 7 086 787 4 914

10 4 184 465 7 816

15 2 471 275 9 529

20 1 459 162 10 541

25 861 96 11 139

30 509 57 11 491

35 300 33 11 700

40 177 20 11 823

45 105 12 11 895

50 62 7 11 938

¿Qué le pasa a la cantidad de moléculas de A conforme pasa el tiempo?

¿A qué valor crees que llegue esta cantidad cuando pase mucho tiempo?

¿Qué le pasa a la cantidad de moléculas de B conforme pasa el tiempo?

¿A qué valor crees que llegue esta cantidad cuando pase mucho tiempo?

(Recuerda que al inicio había 12 000 moléculas de A.)

Supón ahora que, en un tiempo determinado, observamos 100 000 moléculas de A en la reacción

anterior. ¿Cuántas de ellas se transformarán en moléculas de B durante un minuto?


La tercera columna de la tabla anterior, “Núm. de moléculas de A que se transforman a B” representa la rapidez con la que se convierte el compuesto A en el B, por lo cual se le conoce como velocidad de reacción.

Por ejemplo, en el primer minuto de la reacción teníamos 12 000 moléculas de A y se transformaron 1 200 de ellas. Decimos entonces que la velocidad de reacción es de 1 200 moléculas por minuto.

En el minuto 10 había 4 184 moléculas de A y se transformaron 465. La velocidad de reacción es

ahora de

En el minuto 20 había moléculas de A y se transformaron sólo 162.

La velocidad de reacción es ahora de

En el minuto 30 había 509 moléculas de A y se transformaron moléculas.

La velocidad de reacción es ahora de

¿Cuál es la velocidad de reacción anterior en el minuto 40?

De las observaciones anteriores, ¿qué puedes decir acerca de la velocidad de reacción conforme

pasa el tiempo (aumenta o disminuye)?

Compara la segunda y la tercera columnas de la tabla anterior (“Cantidad de moléculas de A” y “la velocidad de reacción”) y contesta lo siguiente:

¿Qué le pasa a la velocidad de reacción al decrecer la cantidad de moléculas de A?

De acuerdo con tus observaciones anteriores, completa lo siguiente con “mayor” o “menor”:

Cuando la cantidad de reactivo es mayor, la velocidad de reacción será

Cuando la cantidad de reactivo es menor, la velocidad de reacción será

Explica por qué se puede decir que la velocidad de reacción es proporcional a la cantidad de

moléculas de A (el reactivo):

Explica qué relación tiene el hecho de que, cada minuto, 10% de las moléculas de A se transforman

en moléculas de B con la velocidad de reacción:

Repite los cálculos de la página anterior suponiendo ahora que, cada minuto, 20% de las moléculas de

A se transforman en moléculas de B. ¿Es más rápida o más lenta esta reacción?


Velocidad de reacción (II)

En esta actividad analizaremos gráficamente los resultados de la actividad anterior.

En los ejes siguientes traza las gráficas de la “Cantidad de moléculas de A” y de la “Cantidad de moléculas de B”, utilizando los datos de la tabla que se encuentra en la página 62 (dibuja cada una de un color diferente y conecta tus puntos con curvas lisas).

¿En qué tiempo aproximadamente las dos cantidades son iguales?

¿Qué tiene que ver este valor con el tiempo de vida media de la reacción?

Describe cómo continuarías cada una de estas gráficas para tiempos posteriores a 50 min.

(Subirían, bajarían, se mantendrían horizontales, etcétera).

Ambas gráficas son exponenciales. Nota que una es la reflexión de la otra. ¿Por qué crees que lo

que desciende una, lo aumenta la otra? (Piensa en la transformación de A en B).

Observa la gráfica de la “Cantidad de moléculas de A”. Nota que en los primeros minutos desciende

rápidamente y, después, lentamente. ¿A qué crees que se deba esto?

Nota que en los primeros 5 minutos, la gráfica del reactivo A decrece de 12 000 a aproximadamente 7 000 moléculas. Es decir, se transformaron 5 000 de esas moléculas en estos 5 minutos. Esto equivale a un promedio de 1 000 moléculas por minuto.

14 000

12 000

10 000

8 000

6 000

4 000

2 000

–50454035302520151050

VelReaccion02


En los siguientes 5 minutos (del minuto 5 al 10), la gráfica del reactivo A decrece, aproximadamente,

de 7 000 a 4 000 moléculas. Es decir, se transformaron de esas moléculas en estos

5 minutos. Esto equivale a un promedio de moléculas por minuto.

En los siguientes 5 minutos (del minuto 10 al 15), el reactivo A decrece, aproximadamente, de

4 000 a 2 500 moléculas. Es decir, se transformaron de esas moléculas en estos 5

minutos. Esto equivale a un promedio de moléculas por minuto.


a 1 500 moléculas. Es decir, se transformaron de esas moléculas en

estos 5 minutos. Esto equivale a un promedio de moléculas por minuto.


a moléculas. Es decir, se transformaron de esas moléculas

en estos 5 minutos. Esto equivale a un promedio de moléculas por minuto.

Acabas de calcular la velocidad promedio de reacción en intervalos de 5 minutos. Se obtuvieron los siguientes resultados, aproximadamente: 1 000, 600, 300, 200 y 100 moléculas por minuto.

¿Qué le pasa a esta velocidad conforme pasa el tiempo? ¿Aumenta o disminuye?

¿La velocidad es mayor o menor cuando la cantidad de reactivo es alta?

¿La velocidad es mayor o menor cuando la cantidad de reactivo es baja?

La velocidad de reacción se puede definir como la cantidad de moléculas de reactivo que se convierten en producto por minuto. De acuerdo con esto, explica por qué a mayor cantidad de reactivo, se espera una velocidad de reacción mayor.

Habrás notado que el cálculo de la velocidad promedio que hicimos arriba es muy similar al de la pendiente de una recta (cambio en y entre cambio en x). Comenta con tu grupo las similitudes y diferencias que encuentres entre estas dos situaciones.


Velocidad de reacción (III)

En esta actividad ampliaremos los resultados obtenidos en las dos anteriores.

Construye una hoja de cálculo como la siguiente, basándote en el procedimiento que seguimos en la primera actividad. Cada minuto, 10% de las moléculas de A se transforman en moléculas de B (C3 = 0.1 * B2). Las otras dos fórmulas necesarias son: B3 = B2 – C3 y D3 = …

A1

A B C D

1 TIEMPO (min)CANTIDAD DE

MOLÉCULAS DE ANÚM. DE MOLÉCULAS QUE

SE TRANSFORMAN DE A A BCANTIDAD DE

MOLÉCULAS DE B2 0 12 000 0 0

3 1 10 800 1 200 1 200

4 2 9 720 1080 2 280

5 3 8 748 972 3 252

Recordarás que la columna C representa la velocidad de reacción y que varía con la cantidad de reactivo (columna B). El valor 0.1 (10%) llamado la constante de la reacción es el factor de proporcionalidad entre la cantidad de reactivo y la velocidad de reacción. Es decir:

Velocidad de reacción = 0.1 × cantidad de reactivo

Extiende tu hoja de cálculo hasta el minuto 100 y compara los resultados con los obtenidos anteriormente.

¿Hasta qué valor llega la cantidad de moléculas de A?

¿Hasta qué valor llega la cantidad de moléculas de B?

Tu tarea ahora es repetir los resultados obtenidos pero con los valores de la constante de la reacción de 0.2 y 0.05. A continuación, escribe el tiempo de vida media para cada caso. En la hoja siguiente traza las gráficas correspondientes a los tres valores de esta constante.

Según tus valores de la hoja de cálculo, estima el tiempo de vida media de cada una de las reacciones:

Constante de la reacción = 0.1 Tiempo de vida media =



VelReaccion03


Gráfica de la cantidad de moléculas de A para tres constantes de la reacción (0.05, 0.1 y 0.2).

Gráfica de la cantidad de moléculas de B para tres constantes de la reacción(0.05, 0.1 y 0.2).

Analiza y compara las gráficas (en qué son similares, en qué son diferentes) y escribe tus conclusiones enseguida.

14 000

12 000

10 000

8 000

6 000

4 000

2 000

–50454035302520151050

14 000

12 000

10 000

8 000

6 000

4 000

2 000

–50454035302520151050


Reacciones químicas y su dinámica (I)

En esta actividad empezaremos el estudio sobre la dinámica de reacciones químicas irreversibles y reversibles. Imagina primero una reacción en donde las moléculas de un reactivo se transforman en moléculas de un producto , tal y como se representa a continuación:

Inicia con 30 y aunque pulses repetidamente F9 verás en la simulación que todos siguen como . Esto quiere decir que comenzaremos una reacción con 100% de reactivo.

Supongamos que el reactivo tiene 50% de probabilidad de transformarse en producto. Por cada

uno de tus lanza una moneda al aire. Si sale sol deja el como estaba. Si sale águila se

transforma en .

Al terminar todos, cuéntalos. ¿Cuántos tienes? ¿Cuántos tienes? .

Observa tus resultados y los de otros equipos. ¿Todos tienen 15 de uno y 15 del otro?

¿Por qué no, si la probabilidad de transformarse era de ?

Sigue simulando la reacción de la siguiente manera. Deja los iguales porque

ya reaccionaron. Por cada uno de los , lanza una moneda (sol = déjalo igual, águila = voltéalo).

Al terminar, cuéntalos. ¿Cuántos tienes? ¿Cuántos ?

Continúa este procedimiento dos veces más y escribe los resultados abajo.

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Qué esperas que pase cuando hagas esto varias veces más?

Reacdinamic01


Continúa este procedimiento otras dos veces para confirmar tu conclusión de arriba.

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

Compara tus resultados de arriba con los de otros equipos y explica por qué son diferentes:

La reacción que simulaste arriba es irreversible porque una vez que el reactivo se transforma en producto , permanece así. En muchas otras reacciones, el producto puede transformarse de regreso al reactivo. A estas reacciones se les llama reversibles y podemos representarlas de la manera siguiente:

y

A continuación simularemos una reacción reversible para observar lo que pasa en ellas.

Coloca nuevamente tus 30 (esto quiere decir que comenzaremos una reacción con 100% de reactivo).

Supondremos otra vez que el reactivo tiene 50% de probabilidad de transformarse en producto.

Por cada uno de tus tira una moneda (sol = déjalo igual, águila = cámbialo por ). Al terminar,

cuéntalos.

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

Supongamos ahora que también el producto tiene 50% de probabilidad de transformarse en el

reactivo original . Para simular esto, por cada uno de los y , lanza una moneda (sol = déjalo igual, águila = cámbialo). Al terminar, cuéntalos.


¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

Repite este procedimiento tres veces y escribe los resultados abajo.

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Qué esperas que suceda cuando hagas esto varias veces más?

Repite este procedimiento tres veces para confirmar tu conclusión.

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

¿Cuántos tienes?

Las moléculas en reacciones reales tienen también cierta probabilidad de reaccionar, lo cual depende de cada reacción. La diferencia fundamental es la gran cantidad de moléculas que contiene una sustancia (6 × 1023 partículas por cada mol). Discute en clase qué diferencias implicaría esto en una reacción real.


Reacciones químicas y su dinámica (II)

En esta actividad utilizaremos una simulación en computadora para estudiar la dinámica de reacciones químicas irreversibles (en la siguiente actividad analizaremos el comportamiento de reacciones reversibles).

Imagina que tenemos una reacción en la que moléculas de un reactivo se transforman en moléculas de un producto . Las moléculas del producto también pueden convertirse de regreso en moléculas del reactivo. Esto lo podemos representar como:

y

Para estudiar el comportamiento de reacciones de este tipo, abre el archivo ReacDinamic02, el cual modela los cambios de 300 moléculas en el tiempo. Este programa tiene tres pantallas que aparecen en secuencia. En la primera, que se ve al abrir el programa, se escogen los valores iniciales de la reacción (escribe en el programa los siguiente valores. El segundo valor se calcula automáticamente al oprimir la tecla F9).

Porcentaje de al comenzar: 100%

Porcentaje de al comenzar: 0% (calculado por el programa al oprimir la tecla F9).

Probabilidad de que el reactivo pase a producto: 50%

Probabilidad de que el producto pase a reactivo: 0%

Cuando tengas estos valores, haz un “clic” en el cuadro “Pasar al cuadro de estados iniciales”.

Observarás 300 moléculas, todas de . ¿Por qué? (Observa los valores que escogimos arriba).

Haz un “clic” ahora en el cuadro “Iniciar” para pasar a la pantalla principal y comenzar la simulación. Observarás que muchas de ellas pasaron a ser . En la parte inferior de la pantalla tienes los conteos.

¿Cuántas quedaron de ?

¿Cuántas se formaron de ?

(Las moléculas de reactivo tienen una probabilidad del 50% de cambiar a producto. Es como si lanzáramos una moneda para cada una. Sol indicaría dejarla igual. Águila indicaría que se cambie). Más o menos debes obtener la mitad de y la mitad de , pero como es un proceso al azar, esto no puede salir siempre igual.

Reacdinamic02


Observa también que, en la parte inferior, el programa te dice cuántas moléculas se

transformaron de a y cuántas de a

Explica por qué tienen sentido estos dos valores, de acuerdo con las cantidades iniciales

(300 de y 0 de ) y los valores actuales del reactivo y del producto que anotaste arriba:

Oprimiendo la tecla F9 avanzas el tiempo una unidad cada vez. Haz esto varias veces y

contesta. ¿En qué tiempo se acabó el reactivo? ¿Qué sucede después?

Para comenzar de nuevo la reacción o cambiar los valores iniciales de ella, haz un “clic” en el cuadro “Empezar de nuevo”. Deja todos los valores iguales pero cambia la probabilidad de que el reactivo pase a producto a 10%. Sigue los pasos del programa y al llegar a la tercera pantalla, toma los datos siguientes.

TiEMPoPASARoN dE A

REACTiVo PRodUCTo PASARoN dE A

0 – 300 0 –

5

10

15

20

25

30

Con base en tu observación y los datos de arriba, describe el comportamiento de esta reacción.

¿Por qué la última columna está llena de ceros?


Explica el significado de los valores en la columna “Pasaron de a ”.

Compara tu tabla con la de otro equipo de estudiantes. ¿Qué observas?

¿Hacia qué valor llegarán eventualmente los valores del reactivo?

¿Hacia qué valor llegarán eventualmente los valores del producto?

Cambia varias veces el valor de la probabilidad de que el pase a (por ejemplo, 1%, 5%, 10%, 20%, 60%) y observa cada simulación con detenimiento avanzando el tiempo. Nota en particular cuáles proceden más lento y cuáles proceden más rápido y si el reactivo se acaba eventualmente en todas o sólo en algunas de ellas. Describe el proceso y explica tus observaciones.

A los valores de la cantidad de moléculas que pasan de a en cada unidad de tiempo se les llama velocidad de reacción. A continuación escribe algunas conclusiones sobre esta velocidad, ¿varía conforme pasa la reacción?, ¿cómo?, ¿es mayor o menor esta velocidad para una mayor probabilidad de paso al producto?


Reacciones químicas y su dinámica (III)

Aquí continuaremos con la actividad anterior, pasando al estudio de reacciones reversibles. Observaremos el equilibrio dinámico y determinaremos la relación entre los compuestos en equilibrio y las probabilidades de reacción.

Abre nuevamente el archivo ReaccDinamic03 e introduce los siguientes valores iniciales:

Porcentaje del reactivo al comenzar: 100%

Porcentaje del producto al comenzar: 0% (calculado por el programa al oprimir la tecla F9)



Sigue los pasos del programa y toma los datos siguientes avanzando el tiempo.

TiEMPoPASARoN dE A


0 – 300 0 –

1

2

3

4

5

Explica el significado de los valores en la columna “Pasaron de a ”:

Explica el significado de los valores en la columna “Pasaron de a ”:

Reacdinamic03


Explica las dos “fórmulas” siguientes (observa los datos de arriba primero para verificar que son ciertas):

“Valor del reactivo en un tiempo cualquiera” = “Valor anterior del reactivo ” +las que “Pasaron de a ” – las que “Pasaron de a ”

“Valor del producto en un tiempo cualquiera” = “Valor anterior del producto ” +las que “Pasaron de a ” – las que “Pasaron de a ”

Continua la simulación para llenar los datos de la tabla siguiente.

TiEMPoPASARoN dE A


25

50

75

100

150

200

Con base en tu observación y en los datos obtenidos, describe el comportamiento de esta reacción.

Después de mucho tiempo, ¿alrededor de cuánto varían los valores del reactivo?

¿Alrededor de cuánto varían los valores del producto?


Ambos, reactivo y producto, oscilan alrededor de 150 moléculas. ¿Qué tiene que ver lo anterior con que la probabilidad de que el reactivo pase a producto sea igual a la probabilidad de que el producto pase a reactivo?

Observa en la pantalla una molécula en particular, al mismo tiempo que avanzas el tiempo muchas veces con la tecla F9. Describe lo que observaste. (Sugerencia: cada alumno del equipo puede fijarse en una molécula diferente y comparar las observaciones de cada uno).

Repite lo anterior varias veces con otras moléculas para verificar tu conclusión de arriba.

Explica por qué crees que a esto se le conoce como equilibrio dinámico:

investigaciónRepite varias veces la simulación anterior, variando los datos iniciales de los porcentajes de reactivo y producto (no olvides oprimir la tecla F9 cuando introduzcas el primer dato para que el programa calcule el otro, puesto que deben sumar en total 100%). Escribe a continuación tus observaciones.


Aquí continuaremos con el estudio de reacciones reversibles. Observaremos el equilibrio dinámico al que se llega y determinaremos la relación entre los compuestos en equilibrio y las probabilidades de reacción.

Abre nuevamente el archivo ReacDinamic04 e introduce los siguientes

Reacciones químicas y su dinámica (IV)

valores iniciales:

Porcentaje del reactivo al comenzar: 100%

Porcentaje del producto al comenzar: 0% (calculado por el programa al oprimir la tecla F9)



Ejecuta la simulación anterior observando en especial los valores de equilibrio de reactivo y del producto a los que se llega después de mucho tiempo. Nota que la relación entre las probabilidades de arriba es de 2 a 1.

¿También los valores de equilibrio están en esta relación?

investigación Repite varias veces la simulación anterior, variando los datos iniciales de las probabilidades de paso de reactivo a producto y de producto a reactivo. Observa si la relación entre estas probabilidades se aprecia también en los valores de equilibrio del reactivo y del producto. Escribe a continuación tus observaciones.

Discute con tu grupo los resultados que obtuviste y tus conclusiones.

Reacdinamic04


Escalas logarítmicas y pH (I)

En esta actividad estudiaremos una medida de la acidez y la basicidad llamada pH.

El agua pura está formada casi completamente por moléculas de agua. ¿Qué más puede contener el agua pura? Iones de agua disociada. Las moléculas de agua tienen una probabilidad muy pequeña de romperse en iones de hidrógeno (H+) e hidroxilo (OH-). Así, podemos encontrar estos iones en cantidades diminutas en el agua. La proporción es la siguiente:

Esta pequeña concentración de iones, aun cuando parece insignificante, influye en numerosas reacciones químicas y es determinante para el adecuado funcionamiento de muchos sistemas (por ejemplo, la concentración de estos iones en el suelo influye en el crecimiento de plantas; la concentración de ellos dentro y fuera de las células de un organismo es de vital importancia en su funcionamiento).

Al agregar sustancias al agua, esta concentración cambia. Por ejemplo, al agregar un ácido, éste se disocia, aumentando la concentración de los iones de hidrógeno. De manera similar, al agregar una base, su disociación produce una reducción en esta concentración.

Para expresar la concentración de iones de hidrógeno, se utiliza una escala logarítmica del mismo tipo que en los ejemplos de la actividad anterior. Esta escala, llamada pH (concentración H+), asocia un valor de 7 al agua pura (neutra) y aumenta su valor al incrementarse la basicidad. El eje siguiente muestra esto:

La leche tiene un pH aproximado de 6.5. ¿Es ácida o es básica?

Un jabón tiene un pH de 10.5. ¿Es ácido o es básico?

El pH de un líquido es de 7.0. ¿Es ácido o básico?

550 millones de moléculas de agua por cada ion de H+.

pH

muy ácido

14131211987654321 100

muy básicoácido neutro básico

Escala logarítmica

EsclogarPH01


El pH de una disolución preparada en el laboratorio resulta ser de 13.1. ¿Es una disolución ácida

o básica?

Al aumentar el pH de una sustancia, ¿la hacemos más o menos básica?

Al aumentar el pH de una sustancia, ¿la hacemos más o menos ácida?

La escala anterior nos indica además que:

Así, por ejemplo, un refresco con un pH de 2.5 es 10 veces más ácido que uno con un valor de 3.5.

El agua de dos mares es analizada. La primera tiene un pH de 7.5 y la segunda de 8.5. ¿Cuál es

más básica? ¿Cuántas veces más?

Una manzana tiene un pH de 3.0 y un plátano de 5.0. ¿Cuál de ellos es más ácido?

¿Cuántas veces más?

Los terrenos, por diversas razones, pueden tener diferentes valores de pH. Un suelo tiene un pH

de 4.5. ¿Es este suelo ácido o básico?

Las papas crecen mejor en un suelo con pH de 5.5. ¿Cuánto hay que disminuir la acidez del suelo

anterior para plantar papas?

Las coles crecen mejor en un suelo con pH de 6.5. ¿Cuánto hay que disminuir la acidez del suelo

anterior para plantar coles?

Ya observamos que al aumentar el pH de una sustancia, la hacemos menos ácida. Menor acidez implica también una menor concentración de iones de hidrógeno. Así, la escala de pH está “al revés” en lo que se refiere a la concentración de H+. Un aumento en el pH indica una disminución en la concentración de iones de hidrógeno.

Completa la tabla siguiente, indicando si un aumento (disminución) del pH, indica un aumento o disminución en las otras tres propiedades.

Si El pH BASiCidAd ACidEZ CoNCENTRACiÓN dE H+

Aumenta

disminuye

Un aumento de 1 en el pH implica un aumento 10 veces mayor en la basicidad o una disminución de un décimo en la acidez.


Recordemos que la concentración de iones de hidrógeno en el agua neutra (7 pH) es de:550 000 000 de moléculas de agua por cada ion de H+ (7 pH)Calculemos la concentración de estos iones para un pH de 6. Esta disminución de 1 en el pH implica un aumento de 10 veces en la concentración anterior. Así, tendremos:550 000 000 de moléculas de agua por cada 10 iones de H+ (6 pH)o, dividiendo entre 10:55 000 000 de moléculas de agua por cada ion de H+ (6 pH)Para un pH de 5 tendremos otro aumento de 10 veces en la concentración anterior.Así, tendremos:55 000 000 de moléculas de agua por cada iones de H+ (5 pH)o bien:

de moléculas de agua por cada ion de H+ (5 pH)

Siguiendo la idea anterior, completa la siguiente tabla.

pHCANTidAd dE MolÉCUlAS dE

AgUA PoR CAdA ioN dE H+

7 550 000 000

6 55 000 000

5 5 500 000

4

3

2

1 550

0

En un pH de cero, que sería extremadamente ácido, habría 55 moléculas de agua por cada ion de H+. Completa la tabla siguiente para el pH que corresponde a disoluciones básicas (escribe también el número en cantidad en potencias de 10).

pHCANTidAd dE MolÉCUlAS dE

AgUA PoR CAdA ioN dE H+CANTidAd EN

PoTENCiAS dE 10

7 550 000 000 5.5 x 108

8 5 500 000 000 5.5 x 109

9 55 000 000 000 5.5 x 1010

10

11

12

13

14


En esta actividad ampliaremos el concepto de pH para concentraciones molares.

En la actividad anterior relacionamos un pH de 7 (neutralidad) con una concentración de:550 000 000 de moléculas de agua por cada ion de H+. (7 pH)

La anterior corresponde también a una concentración molar de iones de hidrógeno de 10–7. Es decir, en cada litro de agua encontraremos 10–7 moles de iones de H+.

Recuerda que una disminución de 1 en el pH implica un aumento de 10 veces en la concentración. De acuerdo con esto, llena la tabla siguiente.

Escalas logarítmicas y pH (II)

pHCoNCENTRACiÓN

MolAR dE H+CoNCENTRACiÓN

MolAR dE H+

0 1

1

2

3

4 0.000 1

5

6 10–6

7 10–7 0.000 000 1

pHCoNCENTRACiÓN

MolAR dE H+CoNCENTRACiÓN

MolAR dE H+

8

9

10

11

12

13

14

Como puedes observar, la escala pH se basa en la concentración molar de H+, tomando el exponente e ignorando su signo negativo. Es por esto que al aumentar el valor del pH, disminuye la concentración de iones de hidrógeno.

Al aumentar el pH, ¿aumenta o disminuye la concentración molar de H+?

Esto implica que la acidez ¿aumenta o disminuye?

¿Qué concentración molar de H+ corresponde a un limón con un pH de 2?

¿Es ésta una concentración alta o baja (relativamente)?

¿Qué representa esta concentración? ¿Acidez o basicidad?

EsclogarPH02


Variación de reacciones en el tiempo (I)

En esta actividad mostraremos cómo se puede predecir el comportamiento de una reacción a través del tiempo.

Una reacción relativamente sencilla es la descomposición del pentóxido de dinitrógeno, la cual puede representarse de la siguiente manera:

2 N2O5 4 NO2 + O2

Esta ecuación nos dice que 2 moléculas de pentóxido de dinitrógeno se descomponen para dar como

resultado moléculas de dióxido de nitrógeno y Equivalentemente,

de la descomposición de 2 moles de pentóxido de dinitrógeno, se formarán 4 moles de

y 1 mol de .Tratemos de simular esta reacción para observar su comportamiento durante el tiempo.

Supongamos que tenemos inicialmente 32 moles de N2O5 y que cada minuto se descompone la

cuarta parte de la cantidad presente. Al final del primer minuto se habrá descompuesto la cuarta

parte, es decir, moles de N2O5

Toma 32 papelitos blancos del mismo tamaño para representar la cantidad de moles del pentóxido. Aparta ocho de ellos, que se transformarán en los otros dos compuestos.

De acuerdo con la reacción de arriba, los 8 moles de N2O5 se transformarán en moles de

NO2 y moles de O2.

Para simular esto, cambia los ocho papelitos blancos que apartaste por 16 papelitos rojos (moles de NO2) y cuatro papelitos amarillos (moles de O2).

Después de transcurrido un minuto tendremos lo siguiente:

24 moles de N2O5 16 moles de NO2 y 4 moles de O2

La reacción seguirá su curso y de los 24 moles restantes de N2O5, la cuarta parte, o sea

moles de N2O5, reaccionarán. De acuerdo con la ecuación de arriba, éstos se descompondrán en

moles de NO2 y moles de O2.

Para simular esto, cambia seis papelitos blancos de los 24 que tienes por 12 rojos (moles de NO2) y 3 amarillos (moles de O2).

Así, después de transcurridos dos minutos, tendremos en total:

moles de N2O5 moles de NO2 y moles de O2

VarReacTi01


Sigue con la simulación un minuto más y completa la tabla siguiente (comprueba que los valores que aparecen son los correctos).

TiEMPo (min) MolES dE N2o5 MolES dE No2 MolES dE o2

Inicio 32 0 0

1 24 16 4

2 18 28 7

3 9.25

¿Cómo podemos predecir más fácilmente los valores en los tiempos siguientes?

Los valores de la cantidad de pentóxido de dinitrógeno que queda en cada tiempo pueden calcularse como lo hemos venido haciendo hasta ahora. El patrón a seguir es que se descompone la cuarta parte de este compuesto cada minuto. Completa la tabla siguiendo el método que se ofrece en ella (el valor de 10.125 aparece para que verifiques tus cálculos).

TiEMPo (min) MolES dE N2o5 MolES dE N2o5 QUE SE dESCoMPoNEN

Inicio 32 –

1 24 8

2 18 6

3

4 10.125

Una vez que tenemos calculadas las cantidades restantes de N2O5 para cada tiempo, podemos encontrar las cantidades de los productos NO2 y O2 de la siguiente manera.

Por ejemplo, en la tabla anterior vemos que un poco después de los 4 minutos tendremos 10

moles de N2O5. Como iniciamos con 32 moles de este compuesto, se habrán descompuesto en total

moles de N2O5. De acuerdo con la reacción original, estos 22 moles de N2O5 se habrán

transformado en total en moles de NO2 y 11 moles de O2. Así, tendremos entonces que:

≈ 4 min: 10 moles de N2O moles de NO2 y moles de O2

(14 )

32 – 8(

14 ) 32


Si seguimos con los cálculos de la tabla anterior, encontraremos que aproximadamente a los 10

minutos habrán quedado 2 moles de N2O5. Como iniciamos con 32 moles de este compuesto, se

habrán descompuesto en total moles de N2O5. De acuerdo con la reacción original, estos

30 moles de N2O5 se habrán transformado en total en 60 moles de NO2 y moles de O2.

Así, tendremos entonces que:

10 min: 2 moles de N2O5 moles de NO2 y moles de O2

Al finalizar la reacción, se habrá terminado el pentóxido de dinitrógeno. Todos los 32 moles se habrán descompuesto. Tendremos entonces:

0 moles de N2O5 64 moles de NO2 y moles de O2

Supón ahora que la reacción inicia con 100 moles de N2O5. Al finalizar la reacción, ¿cuánto se obtendrá de cada producto?

0 moles de N2O5 moles de NO2 y moles de O2


En esta actividad continuaremos el estudio del comportamiento de reacciones químicas a través del tiempo.

Regresemos a la reacción de la actividad anterior:2 N2O5 4 NO2 + O2

Supón que la reacción inicia con 400 moles de N2O5. Al finalizar la reacción, ¿cuánto se obtendrá de cada producto?

0 moles de N2O5 moles de NO2 y moles de O2

La tabla de abajo muestra la cantidad observada de N2O5 en moles como función del tiempo durante la reacción de descomposición del pentóxido (los datos fueron tomados cada 10 segundos). Tu tarea es calcular y completar las cantidades formadas de NO2 y O2, como se hizo en la actividad anterior.

Por ejemplo, a los 40 segundos (observa la tabla) quedan 326 moles de N2O5. Como la reacción inició con 400 moles, se habrán descompuesto hasta ese momento 74 moles de N2O5. Observando la reacción, estos 74 moles se habrán transformado en 148 moles de NO2 (el doble de 74) y 37 moles de O2 (la mitad de 74):

TiEMPo (s) MolES dE N2o5 MolES dE No2 MolES dE o2

Inicio 400 0 0

10 380 40 10

20 361 78 20

30 343 29

40 326 148 37

50 310 181 45

60 294 212 53

70 279 241

80 265

90 252 296 74

100 239 321 80

110 228 86

120 216 368

130 205 390 97

Variación de reacciones en el tiempo (II) VarReacTi02


Estima la cantidad de cada compuesto que habrá después de 140 y 150 segundos de la reacción y escribe tus predicciones en la tabla siguiente.

140

150

Según los datos obtenidos en la tabla de la página anterior, se determinó que el pentóxido se descompone 5% de su cantidad cada 10 segundos.

Con el dato anterior, vamos ahora a calcular la cantidad de pentóxido que queda en el segundo 140. De los 205 moles de N2O5 que había en el segundo 130 (véase la tabla de la página anterior), 5% se descompondrá, es decir:

205 × 0.05 = 10.25 moles

Así, la cantidad que quedará del pentóxido en el segundo 140 será:

205 – 10.25 = 194.75 moles ≈ 195 moles

Calcula la cantidad de pentóxido que queda en el segundo 150 (te recomendamos usar una calculadora). 5% se descompondrá:

195 × 0.05 = moles

195 – = moles ≈ 185 moles

Así, nuestras predicciones con base en los cálculos anteriores serán como sigue:

140 195 410 102

150 185 429 107

Compara estos resultados con tus estimaciones de arriba.

Vamos a continuar con los cálculos para tiempos posteriores pero de una manera más rápida, concentrándonos solamente en los valores del pentóxido (usa una calculadora).

Como se descompone 5% de este compuesto cada 10 segundos, quedará 95% de la cantidad anterior. Utiliza este dato en la tabla siguiente (observa los ejemplos dados y redondea las cantidades a enteros).

¿Cuánto tiempo estimas para que se

termine el pentóxido “completamente”?

Discute esto con tus compañeros.

TiEMPo (s) MolES dE N2o5

150 185

160 176

170 167

180

190

200

176 × 0.95

185 × 0.95


TareaUsando los datos de la tabla de la página 89, traza la gráfica de la variación de la cantidad del pentóxido para los primeros 120 segundos (une los puntos con una curva lo más lisa que puedas).

TiEMPo (s) MolES dE N2o5

0 400

10 380

20 360

30

40

50

60 280

400 – 20

450

400

350

300

250

200

150

100

50

0

N2O5 (moles)

Tiempo (s)

1200 110100908070605040302010

¿Qué tipo de gráfica consideras que es esta curva?

Averigüemos si es o no una recta. La reacción comenzó con 400 moles de N2O5 y a los 10 segundos esta cantidad descendió a 380 moles. Así, hubo un descenso de 20 moles. Si esta variación fuera una recta, descendería siempre 20 moles cada 10 segundos. La tabla siguiente muestra esto. Complétala hasta los 60 segundos.

Traza en los ejes de arriba la gráfica (recta) de estos siete valores y extiéndela hasta los 120 segundos. Compara las dos gráficas. ¿Qué puedes concluir de todo ello?


Variación de reacciones en el tiempo (III)

En esta actividad continuaremos el estudio del comportamiento de reacciones químicas a través del tiempo. Hablaremos de variaciones exponenciales y lo que significa el tiempo de vida media.

Recordarás la reacción que estudiamos en las actividades anteriores:

2 N2O5 4 NO2 + O2

Si continuamos con los cálculos que iniciamos en ellas hasta los 720 segundos, obtendremos la siguiente gráfica de la cantidad de pentóxido en moles como función del tiempo.

Lo primero que se observa es que definitivamente no es una recta. A este tipo de curvas se les llama exponenciales. Extrae la siguiente información de la gráfica de arriba.

¿Con cuántos moles de N2O5 comenzó la reacción? moles.

Aproximadamente, ¿cuántos moles del pentóxido quedan después de transcurridos 180 segundos?

moles.

Aproximadamente, ¿cuántos moles del pentóxido quedan después de transcurridos 540 segundos?

moles.

Aproximadamente, ¿en cuántos segundos se ha reducido la cantidad del pentóxido a 200 moles?

(Uno de los dos puntos marcados en la gráfica). segundos.

450

400

350

300

250

200

150

100

50

0

N2O5 (moles)

Tiempo (s)

7200 66060054048042036030024018012060

VarReacTi03



(Uno de los dos puntos marcados en la gráfica) segundos.


segundos.

Los últimos tres valores que se te pidieron en la página anterior, junto con el inicial, aparecen en la tabla siguiente:

CANTidAd dE MolES dE N2o5 400 200 100 50

TiEMPo (SEgUNdoS) 0 135 270 405

Compara éstos con los que estimaste en la gráfica.

¿Cuántos segundos transcurren desde que hay 200 moles del pentóxido hasta que quedan 100

moles de este compuesto? segundos.

¿Cuántos segundos transcurren desde que hay 100 moles del pentóxido hasta que quedan 50

moles de este compuesto? segundos.

Si hiciste lo anterior correctamente, has descubierto una propiedad muy importante de las variaciones exponenciales. La cantidad de pentóxido se reduce a la mitad siempre en 135 segundos (se reduce de 400 a 200 moles en 135 segundos. Se reduce de 200 a 100 moles en 135 segundos. Se reduce de 100 a 50 moles en 135 segundos).A este valor de 135 segundos se le conoce como el tiempo de vida media del reactivo. En este caso, el pentóxido de dinitrógeno.Extrae la siguiente información de la gráfica de la página anterior:


segundos.


segundos.

¿Cuántos segundos han transcurrido entre estos dos eventos? segundos.

Nota que nuevamente, de 300 a 150 moles, la cantidad se ha reducido a la mitad. Por lo tanto, se espera que el tiempo transcurrido entre estos dos eventos sea el tiempo de vida media del pentóxido, que es de 135 segundos. ¿Obtuviste este resultado?

Supongamos que iniciamos ahora la misma reacción, pero con 40 moles del pentóxido. ¿Cuánto

tiempo tardará en reducirse de 40 a 20 moles? segundos.

Supón que el tiempo de vida media de otro compuesto es de 3 segundos. ¿Cuánto tiempo tardará

en consumirse de 40 a 20 moles? segundos.

¿Cuánto tiempo tardará en consumirse de 20 a 10 moles? segundos.

¿Cuánto tiempo tardará en consumirse de 40 a 10 moles? segundos.93

Propuesta Hidalgo 3er grado QUÍMICA

Variación en reacciones reversibles (I)

En esta actividad mostraremos cómo se puede predecir el comportamiento de una reacción reversible a través del tiempo.

Imaginemos una reacción en la que las moléculas de un compuesto A se van transformando en moléculas de otro compuesto B pero que, simultáneamente, las moléculas del compuesto B también se van convirtiendo en moléculas de A:

A B B A

Supongamos que cada minuto, 10% de las moléculas de A se transforman en moléculas de B pero que 20% de las moléculas de B se reconvierten en moléculas de A.

Observemos lo que sucede con 12 000 moléculas del compuesto A.

En el inicio no hay moléculas del compuesto B, así que:

10% de 12 000 = 0.1 × 12 000 = 1 200 moléculas de A se transformarán a B

Por lo tanto después de un minuto habrá:12 000 – 1 200 = 10 800 moléculas de A

y1 200 moléculas de B

Explica por qué:

Veamos qué pasa en el segundo minuto. Nuevamente 10% de las moléculas de A se transformarán en moléculas de B:

10% de 10 800 = 0.1 × 10 800 = 1 080 moléculas de A se transformarán a B

Pero al mismo tiempo, 20% de las moléculas de B se transformarán en moléculas de A:

20% de 1 200 = 0.2 × 1 200 = 240 moléculas se transformarán de B a A

Por lo tanto habrá:10 800 – 1 080 + 240 = 9 960 moléculas de A

y1 200 + 1 080 – 240 = 2 040 moléculas de B

Explica por qué:

VarReacRe01


Organicemos estos datos en una tabla.

TiEMPo (MiN)



NÚM. dE MolÉCUlAS dE B QUE SE TRANSFoRMAN A A


Inicio 12 000 0 0 0

1 10 800 1 200 1 200

2 9 960 1 080 240 2 040

3

Calcula abajo las cinco cantidades que faltan en la tabla anterior y complétala con ellas:

Para el tercer minuto:

10% de = 0.1 × = moléculas

se transformarán de A a B

20% de = 0.2 × = moléculas

se transformarán de B a A

Por lo tanto habrá:

9 960 – 996 + 408 = moléculas de Ay

2 040 + – = moléculas de B

Si seguimos con los cálculos anteriores, obtendremos los siguientes resultados (por brevedad, sólo hemos incluido los valores de cada 2 minutos y no de cada minuto).


TiEMPo (MiN)



NÚM. dE MolÉCUlAS dE B QUE SE TRANSFoRMAN A A


0 12 000 0 0 0

2 9 960 1 080 240 2 040

4 8 960 937 526 3 040

6 8 471 867 666 3 592

8 8 231 833 734 3 769

10 8 113 816 768 3 887

12 8 055 808 784 3 945

14 8 027 804 792 3 973

16 8 013 802 796 3 987

18 8 007 801 798 3 993

20 8 003 800 799 3 997

22 8 002 800 800 3 998

24 8 001 800 800 3 999

26 8 000 800 800 4 000

28 8 000 800 800 4 000

30 8 000 800 800 4 000

¿Qué le pasa a la cantidad de moléculas de A conforme pasa el tiempo?

¿A qué valor llega esta cantidad cuando pasa mucho tiempo?



La tercera y cuarta columnas de la tabla anterior representan las velocidades de reacción en ambas direcciones.

Al final del primer minuto, 1 200 moléculas de A se transforman a B y 0 en la dirección contraria. Así, hubo un cambio neto de 1 200 moléculas.


A los 2 minutos (ve la tabla anterior), 1080 moléculas de A se transforman a B y 240 en la dirección contraria. Así, la velocidad de reacción hacia el producto es de 1080 moléculas/min y la velocidad de reacción hacia el reactivo es de 240 moléculas/min.

Por lo tanto, hubo un cambio neto de 1080 – 240 = 840 moléculas en ese minuto.

A los 10 minutos (ve la tabla de arriba), moléculas de A se transforman a B y

en la dirección contraria. Así, la velocidad de reacción hacia el producto es de

moléculas/min y la velocidad de reacción hacia el reactivo es de moléculas/min. Por lo

tanto, hubo un cambio neto de – = moléculas en ese minuto.

A los 20 minutos moléculas de A se transforman a B y en la dirección

contraria. Así, la velocidad de reacción hacia el producto es de moléculas/min y la

velocidad de reacción hacia el reactivo es de moléculas/min. Por lo tanto, hubo un

cambio neto de – = moléculas en ese minuto.

Observa ahora los últimos minutos mostrados en la tabla anterior.

¿Cuántas moléculas de A se transforman a B?

¿Cuántas moléculas de B se transforman a A?

Explica por qué aun cuando se siguen transformando moléculas, ya no hay cambio en las

cantidades de moléculas de A y de B:

La reacción que estudiamos en esta actividad llega a su equilibrio en menos de 30 minutos. A este equilibrio se le llama equilibrio dinámico, ya que aun cuando las cantidades de reactivo y producto se mantienen iguales, sigue habiendo moléculas que se transforman de un tipo a otro.

¿En qué proporción están los porcentajes de reacción en las dos direcciones (10% y 20%)?

¿En qué proporción están las cantidades en las que se estabilizan el producto y el

reactivo (8 000 y 4 000)? .Si los porcentajes de reacción en las dos direcciones fueran iguales (10% y 10%), ¿en qué cantidades

se estabilizarían el producto y el reactivo? y . (Recuerda que el total de

moléculas siempre debe ser de 12 000).

Si los porcentajes de reacción en las dos direcciones fueran 10% y 30%, ¿en qué cantidades se

estabilizarían el producto y el reactivo? y .


Variación en reacciones reversibles (II)

En esta actividad analizaremos gráficamente los resultados de la anterior.

En los ejes siguientes, traza las gráficas de la “Cantidad de moléculas de A” y de la “Cantidad de moléculas de B”, utilizando los datos de la tabla de las páginas 95 y 96 (dibuja cada una de un color diferente y conecta tus puntos con curvas lisas).

¿Qué le sucede a la cantidad de moléculas de A conforme pasa el tiempo?




La gráfica de la cantidad de moléculas de A decrece rápidamente al principio, después más

lentamente, hasta que ya no cambia. Explica qué relación tiene esto con la velocidad neta de

reacción:

La gráfica de la cantidad de moléculas de B rápidamente al principio, después

hasta que .

De acuerdo con la gráfica de arriba, describe en una hoja el comportamiento de la reacción que representa. Discútelo con tus compañeros.

14 000

12 000

10 000

8 000

6 000

4 000

2 000

– 300 2 6 10 14 18 224 8 12 16 20 24 26 28

VarReacRe02


En esta actividad extenderemos los resultados obtenidos en las primeras partes de este tema.

Construye una hoja de cálculo como la siguiente, basándote en el procedimiento que seguimos en la primera parte de esta actividad. Cada minuto, 10% de las moléculas de A se transforman en moléculas de B (C3 = 0.1 * B2) y 20% de las moléculas de B se transforman en moléculas de A (D3 = 0.2 * E2). Las otras fórmulas necesarias son: B3 = B2 – C3 + D3 y las de la columna E.

Variación en reacciones reversibles (III)

A1

A B C D E

1TIEMPO

(min)CANTIDAD DE

MOLÉCULAS DE ANÚM. DE MOLÉCULAS DE A QUE SE TRANSFORMAN A B

NÚM. DE MOLÉCULAS DE B QUE SE TRANSFORMAN A A

CANTIDAD DE MOLÉCULAS DE B

2 0 12 000 0 0 0

3 1 10 800 1 200 0 1 200

4 2 9 960 1080 240 2 040

5 3 9 372 937 526 2 628

Recordarás que la columna E representa la velocidad de reacción hacia la derecha (de reactivo a producto) y la columna G representa la velocidad de reacción hacia la izquierda (de producto a reactivo).

El valor 0.1 (10%) llamado la constante de reacción hacia la derecha es el factor de proporcionalidad entre la cantidad de reactivo y la velocidad de reacción hacia la derecha. El valor 0.2 (20%) llamado la constante de reacción hacia la izquierda es el factor de proporcionalidad entre la cantidad de producto y la velocidad de reacción hacia la izquierda.

Tu primera tarea es averiguar cómo influyen las cantidades iniciales de reactivo y producto en las cantidades donde se estabilizan (sugerencia: varía las cantidades iniciales pero mantén constante la cantidad total: 10 000 y 2 000, 4 000 y 8 000, ó 0 y 12 000). Escribe tus observaciones en una hoja y discútelas al final con tu grupo.

Tu segunda tarea es averiguar cómo influyen los valores de las constantes de reacción (su proporción es importante) en las cantidades donde el reactivo y producto se estabilizan (su proporción es importante). Escribe tus observaciones y discútelas al final con tu grupo.

En equipos, escriban un breve reporte señalando las conclusiones más importantes e ilustrándolas con gráficas.

VarReacRe03


Modelo atómico: niveles cuánticos

En esta actividad explorarás un modelo más preciso de cómo están organizados los electrones de un átomo en diferentes niveles.

Abre el archivo Orbitales y compara los modelos de capas de todos los elementos que se obtuvieron en una actividad anterior (Modelo atómico y electrones de valencia), con los que están indicados en este nuevo archivo. Escribe abajo las similitudes y diferencias que encuentres.

Explora, tanto como puedas, la información contenida en este programa y escribe un reporte sobre tus observaciones.

orbitales


Por medio de material concreto, en esta actividad aprenderás el significado de balancear reacciones químicas. En esta primera parte trabajaremos con las llamadas reacciones de síntesis en las que varias sustancias reaccionan para formar otra.

Tomemos como ejemplo la siguiente reacción de oxidación:Al + O2 Al2O3

Aluminio + oxígeno reaccionan para obtener óxido de aluminio.

Notarás que en la parte izquierda de la ecuación anterior hay un solo átomo de aluminio representado y que en la parte derecha hay dos. Esto indica que la ecuación no está balanceada.

¿Cuántos átomos de oxígeno están representados a la izquierda de la ecuación?

¿Cuántos hay en la derecha?

Como los átomos no pueden desaparecer o aparecer en una reacción, se requiere lo siguiente.

Además de la cantidad de átomos de cada elemento, la ecuación nos indica cómo deben estar agrupados en moléculas. Antes de reaccionar, los átomos de oxígeno forman un par y el de aluminio está solo. Después de la reacción hay solamente dos átomos de aluminio y tres átomos de oxígeno. La siguiente figura muestra esto.

La pregunta que queremos responder es: ¿cuántos átomos de aluminio y cuántas parejas de átomos de oxígeno necesitaremos para formar moléculas completas del óxido de aluminio?

Simula esta situación con papelitos de diferentes colores (o con papelitos marcados con los símbolos de los elementos) y obtén la respuesta a la pregunta anterior. Por ejemplo, si tomamos dos átomos de aluminio y dos pares de átomos de oxígeno, podremos formar una molécula del óxido de aluminio, pero nos sobrará un átomo de oxígeno, como muestra la figura siguiente.

Balanceo de ecuaciones (I)

En una ecuación química la cantidad de átomos de cada elemento debe ser la misma en ambos lados de la ecuación.

?

BalanEcua01


Responde la pregunta anterior: ¿cuántos átomos de aluminio se necesitan?

¿Cuántas parejas de átomos de oxígeno?

¿Forman éstos moléculas completas de óxido de aluminio?

La relación entre las componentes de la reacción se expresa así:4 Al + 3 O2 2 Al2O3

Otra reacción de oxidación es la siguiente:N2 + O2 N2O5

Nitrógeno + oxígeno reaccionan para obtener óxido de nitrógeno.

Simula esta reacción con papelitos para encontrar la cantidad de moléculas de nitrógeno y oxígeno que se necesitan para formar moléculas completas de óxido de nitrógeno.

¿Cuántas moléculas de nitrógeno se necesitan?

¿Cuántas moléculas de oxígeno?

¿Se forman moléculas completas de óxido de nitrógeno?

Escribe la ecuación balanceada y verifica que esté correcta:

N2 + O2 N2O5

Otro tipo de reacciones de síntesis se presenta cuando se combina un óxido con el agua. Si el óxido es metálico, el producto es una base, como en el siguiente ejemplo:

CaO + H2O Ca(OH)2Óxido de calcio + agua reaccionan para obtener hidróxido de calcio.

Usa papelitos como en los ejemplos anteriores para balancear esta reacción. ¿Cuántos moles de

agua se necesitan para reaccionar con 5 moles de óxido de calcio?

Si el óxido que reacciona con el agua es de un no metal, el producto es un ácido, como en el siguiente ejemplo (escribe los nombres de los reactivos):

N2O3 + H2O HNO2

+ reaccionan para obtener ácido nitroso.

Usa papelitos como en los ejemplos anteriores para balancear esta reacción y escríbela correctamente

a continuación:

¿Cuántos moles de agua se necesitan para producir 10 moles de ácido nitroso?


TareaEl amoniaco se obtiene en la industria por medio de la siguiente ecuación:

N2+ H2 NH3

Nitrógeno + hidrógeno reaccionan para obtener amoniaco.

Simula con papelitos esta reacción para encontrar la cantidad de moléculas de nitrógeno e hidrógeno que se necesitan para formar moléculas completas de amoniaco.

¿Cuántas moléculas de nitrógeno se necesitan?

¿Cuántas moléculas de hidrógeno?

Escribe la ecuación balanceada y verifica que esté correcta:

N2 + H2 NH3

¿Cuántos moles de nitrógeno se necesitan para combinarse completamente con 15 moles de

hidrógeno?

¿Cuántos moles de amoniaco se producen?

Dos de los ácidos del fósforo se elaboran de acuerdo con las siguientes reacciones:

P2O3 + H2O H3PO3 (Ácido fosforoso)

P2O5 + H2O H3PO4 (Ácido fosfórico)

Simula con papelitos cada una de estas reacciones hasta que estén balanceadas.

Escribe las ecuaciones balanceadas a continuación y verifica que estén correctas:

P2O3 + H2O H3PO3 (Ácido fosforoso)

P2O5 + H2O H3PO4 (Ácido fosfórico)

¿Cuántos moles de agua se necesitan para producir 10 moles de ácido fosfórico?


Balanceo de ecuaciones (II)

En esta actividad realizarás el balanceo de reacciones químicas por medio de material concreto. En esta segunda parte trabajaremos con reacciones variadas.

Tomemos como ejemplo la ecuación de descomposición del óxido mercúrico por la acción de calor (escribe los nombres de los productos):

HgO Hg + O2

Óxido mercúrico se descompone en y .

Podemos representar esta ecuación como sigue:

Observamos que la ecuación no está balanceada. ¿Cuántas moléculas de óxido se necesitan para

producir moléculas completas de oxígeno?

En el espacio siguiente dibuja las dos moléculas del óxido de mercurio y cómo se transforman en los correspondientes átomos de mercurio y moléculas de oxígeno.

Escribe la ecuación balanceada:

HgO Hg + O2

¿Cuántos moles de oxígeno se producirán al descomponerse 3 moles de este óxido?

BalanEcua02


Utilizando papelitos para representar cada uno de los átomos que aparecen en la reacción, balancea las siguientes tres reacciones. Escribe, abajo de cada una de ellas, los nombres de los compuestos que reaccionan:

Na + H2O NaOH + H2

+ +

Fe2O3 + CO Fe + CO2

+ +

NH3 + O2 NO + H2O

+ +

En la siguiente reacción de combustión, una molécula de alcohol etílico se combina con varias moléculas de oxígeno. Tu tarea es encontrar cuántas son necesarias y balancear correctamente la ecuación (escribe los nombres de cada compuesto).

C2H6O + O2 CO2 + H2O

+ +

En la siguiente reacción de combustión, una molécula de glucosa se combina con varias moléculas de oxígeno. Tu tarea es encontrar cuántas son necesarias y balancear correctamente la ecuación (escribe los nombres de cada compuesto).

C6H12O6 + O2 CO2 + H2O

+ +


Balanceo de ecuaciones (III)

En esta actividad construiremos una hoja de cálculo que sirva para balancear ecuaciones de reacciones químicas. Consideremos primero la siguiente reacción:

Al + O2 Al2O3

Aluminio y oxígeno reaccionan para obtener trióxido de aluminio.

Para balancear esta ecuación tenemos que encontrar los coeficientes de tal manera que la cantidad de átomos de aluminio y oxígeno sea la misma en ambos lados de la ecuación.

Usando como guía la hoja de cálculo que aparece a continuación, construye tu propia hoja. En la fila 2, hemos puesto cantidades arbitrarias (1) para comenzar. En la fila 5 tienes que usar fórmulas que den como resultado las cantidades indicadas en ella. (Estas cantidades están relacionadas con las de la fila 2. Por ejemplo, el número de átomos de O en el lado izquierdo de la ecuación debe ser dos veces el coeficiente de O2.)

Comprueba tus fórmulas cambiando por un 2 los números en cada celda de la fila 2 (los valores de la fila 5 también deben duplicarse).¿Qué relaciones adicionales podemos encontrar entre los coeficientes al inspeccionar la ecuación de arriba?1. Para equilibrar los átomos de aluminio, el coeficiente de Al debe ser el doble del coeficiente

de Al2O3. Escribe en la celda A2 esta fórmula y observa cómo las cantidades de átomos de aluminio se balancean.

2. Para equilibrar los átomos de oxígeno, el coeficiente de O2 debe ser 1.5 veces el coeficiente de Al2O3. Escribe en la celda B2 esta fórmula y observa cómo las cantidades de átomos de oxígeno se balancean.

Escribe a continuación la ecuación balanceada: Observa que escribiste fórmulas en todas las celdas numéricas excepto en E2. Varía el valor en esta celda y observa si las cantidades de átomos de aluminio y oxígeno se siguen balanceando.

¿Por qué 2 es el mejor coeficiente para Al2O3?

A1

A B C D E

1 Coef. Al Coef. O2 Coef. Al2O3

2 1 1 1

3

4Núm. de átomos

Al izquierdaNúm. de átomos

O izquierdaNúm. de átomos

Al derechaNúm. de átomos

O derecha

5 1 2 2 3

BalanEcua03


Consideremos ahora la reacción siguiente:

P2O5 + H2O H3PO4

Pentóxido de fósforo y agua reaccionan para obtener ácido fosfórico

Para balancear esta ecuación tenemos que encontrar los coeficientes de tal manera que la cantidad de átomos de hidrógeno, fósforo y oxígeno sea la misma en ambos lados de la ecuación. Usando como guía la hoja de cálculo que aparece a continuación, construye tu propia hoja. En la fila 2 hemos puesto cantidades arbitrarias (1) para comenzar. En la fila 5 tienes que usar fórmulas que den como resultado las cantidades indicadas en ella. (Estas cantidades están relacionadas con las de la fila 2. Por ejemplo, el número de átomos de H en el lado izquierdo de la ecuación debe ser dos veces el coeficiente de H2O.)

Comprueba tus fórmulas cambiando por un 2 los números en cada celda de la fila 2 (los valores de la fila 5 también deben duplicarse).

¿Qué relaciones adicionales entre los coeficientes podemos encontrar, inspeccionando la ecuación de arriba?

1. Para equilibrar los átomos de fósforo, el coeficiente de H3PO4 debe ser el doble del coeficiente de P2O5. Escribe en la celda E2 esta fórmula y observa cómo las cantidades de átomos de fósforo se balancean.

2. Para equilibrar los átomos de hidrógeno, el coeficiente de H2O debe ser 1.5 veces el coeficiente de H3PO4. Escribe en la celda B2 esta fórmula y observa cómo se balancean las cantidades de átomos de hidrógeno.

Termina de balancear la ecuación y redúcela a sus mínimos términos. Escribe a continuación la

ecuación balanceada:

Observa que ahora la celda A2 es la que no contiene fórmula. Varía el valor de esta celda y escribe

tus conclusiones.

A1

A B C D E F G

1 Coef. P2O5 Coef. H2O Coef. H3PO4

2 1 1 1

3

4Núm. de

átomos H izq.Núm. de

átomos P izq.Núm. de

átomos O izq.Núm. de

átomos H der.Núm. de

átomos P der.Núm. de

átomos O der.

5 2 2 6 3 1 4


Consideremos por último la reacción siguiente (es más difícil que las anteriores):

C4H10 + O2 CO2 + H2O

Butano al quemarse produce dióxido de carbono y agua

Usando como guía la hoja de cálculo que aparece a continuación, construye tu propia hoja. En la fila 2 hemos puesto cantidades arbitrarias (1) para comenzar. En la fila 5 tienes que usar fórmulas que den como resultado las cantidades indicadas en ella. (Estas cantidades están relacionadas con las de la fila 2. Por ejemplo, el número de átomos de H en el lado izquierdo de la ecuación debe ser diez veces el coeficiente de C4H10).

Comprueba tus fórmulas cambiando a 2 los números en cada celda de la fila 2 (los valores de la fila 5 también deben duplicarse).

¿Qué relaciones adicionales entre los coeficientes podemos encontrar, inspeccionando la ecuación de arriba?

1. Para equilibrar los átomos de carbono, el coeficiente de CO2 debe ser cuatro veces el coeficiente de C4H10. Escribe en la celda E2 esta fórmula y observa cómo las cantidades de átomos de carbono se balancean.

2. Para equilibrar los átomos de hidrógeno, el coeficiente de H2O debe ser cinco veces el coeficiente de C4H10. Escribe en la celda F2 esta fórmula y observa cómo las cantidades de átomos de hidrógeno se balancean.

Notarás que ahora falta balancear solamente los átomos de oxígeno. Para esto, varía el coeficiente de O2 hasta que quede balanceada la ecuación.

Escribe a continuación la ecuación balanceada:

Observa que ahora hay dos celdas (A2 y B2) que no contienen fórmulas. Varía el valor de estas celdas y

encuentra cuándo se balancea la ecuación. Escribe abajo tus conclusiones.

A1

A B C D E F G

1 Coef. C4H10 Coef. O2 Coef. CO2 Coef. H2O

2 1 1 1 1

3

4Núm. de

átomos H izq.Núm. de

átomos C izq.Núm. de

átomos O izq.Núm. de

átomos H der.Núm. de

átomos C der.Núm. de

átomos O der.

5 10 4 2 2 1 3


En esta actividad tomarás y analizarás datos de un proceso representado en la computadora.

Abre el archivo HervirAgua. En la parte superior de la pantalla verás los valores asignados a las tres cantidades siguientes:

Tasa de calentamiento: 2 000 J/min (joules por minuto)

Temperatura inicial del agua: 20 °C

Volumen inicial del agua: 100 cm3

En la parte inferior de la pantalla hay tres gráficas de barras con sus respectivos valores para el “Tiempo” en minutos, la “Temperatura” del agua en grados Celsius y el “Volumen” del agua en cm3.

El “Tiempo” tiene su control para variar su valor. Oprime este control (haciendo “clic” en con el ratón) para avanzar el tiempo hasta los 60 minutos. Observa con detenimiento qué les sucede a las otras gráficas.

Describe lo que pasa con la temperatura del agua conforme avanza el tiempo hasta los 60 minutos:

Describe lo que le sucede al volumen del agua conforme avanza el tiempo hasta los 60 minutos:

Hirviendo agua dentro de la computadora HervirAgua


Regresa el valor del tiempo a cero. Varía nuevamente el valor del tiempo, tomando los datos necesarios para llenar la siguiente tabla.

TiEMPo (min) TEMPERATURA (°C) VolUMEN (cm3)

0 20 100

5

10

15

20

25

30

35

40

45

50

Obtén un dato más del programa. ¿En qué tiempo exactamente llega la temperatura del agua a

100 °C?

Según los valores de la tabla anterior, estima en qué tiempo el agua se evaporará completamente:

Regresa nuevamente el valor del tiempo a cero. Reduce la tasa de calentamiento a la mitad, es decir, escribe en la celda respectiva el valor de 1 000 (J/min). Avanza el valor del tiempo y observa la variación de la temperatura y el volumen.

Describe lo que sucede con la temperatura del agua conforme avanza el tiempo, contrastando con

el caso anterior:

Describe lo que sucede con el volumen del agua conforme avanza el tiempo, contrastando con el

caso anterior:


Regresa el valor del tiempo a cero y toma los datos necesarios para llenar la siguiente tabla.

TiEMPo (min) TEMPERATURA (°C) VolUMEN (cm3)

0 20 100

5

10

15

20

25

30

35

40

45

50

Obtén un dato más del programa. ¿En qué tiempo exactamente la temperatura del agua llega a

100 °C?

De acuerdo con los valores de la tabla anterior, estima en qué tiempo el agua se evaporará

completamente:?

Experimenta con el programa para que encuentres una situación diferente a las de arriba. En una hoja describe la situación y los resultados que obtengas.

TareaEn el plano de abajo está trazada la gráfica de temperatura contra el tiempo para la primera de las dos situaciones en las que tomaste datos de las hojas anteriores. Verifica con tus datos que está correcta. Traza de la misma manera la gráfica correspondiente a la segunda situación. Nota que ambas gráficas están formadas por dos líneas rectas que se unen respectivamente en los tiempos 17 y 33.5 minutos.


Contenido energético de combustibles (I)

Al quemar algún material, como papel o leña, parece como si éste casi desapareciera, convirtiéndose

en cenizas. ¿Qué le pasa a su masa? ¿Se pierde? ¿Tú que piensas?

En esta actividad y la siguiente contestaremos este tipo de preguntas y determinaremos el contenido de energía de diversos materiales, incluyendo algunos alimentos.

Cuando un material arde, se transforma en otros y desprende calor. Al calor obtenido cuando se quema un gramo de material se le llama su poder calorífico o su calor de combustión. Cada material tiene un calor de combustión diferente. Por ejemplo, la leña seca desprende 3 000 calorías por gramo (cal/g) y el alcohol suministra 500 cal/g.

¿Cuántas calorías se obtendrán al quemar 100 g de alcohol? calorías.

¿Cuántas calorías se obtendrán al quemar 1 kg de leña? calorías.

Este calor puede ser utilizado para calentar materiales como el agua. En realidad la definición de caloría está relacionada con este concepto:

De acuerdo con la definición anterior completa lo siguiente.

Con 20 calorías, se puede:

Elevar la temperatura de un gramo de agua en? °C.

Elevar en 1 °C la temperatura de? g de agua.

Elevar la temperatura de 5 g de agua en 4 °C.

Elevar en 5 °C la temperatura de? g de agua.

Una caloría (1 cal) es el calor que debe recibir un gramo de agua para elevar su temperatura un grado Celsius (1 °C).

ContEnerCom01


Al quemar 2 g de alcohol se obtienen? calorías, las cuales pueden usarse para:

Elevar la temperatura de 13 000 g de agua en °C.


Elevar la temperatura de 130 g de agua en °C.


Si queremos calentar un litro (1 000 g) de agua, para aumentar 30 °C su temperatura, se necesitarán

calorías.

Para hacer esto, se requerirán g de leña.

Los calores de combustión de materiales son del orden de miles de calorías por gramo. Así, es más conveniente usar la kilocaloría (kcal) o Caloría (Cal) con mayúscula. Su equivalencia es:

Así, el calor de combustión de la leña es de 3 kcal/g o 3 Cal/g.

¿Cuál es el calor de combustión del alcohol en kcal/g o Cal/g?

kcal/g

Cal/g

El gas propano (C3H8) tiene un calor de combustión de 12 Cal/g. De acuerdo con esto, responde la siguiente serie de preguntas:

¿Cuántas Calorías suministra un gramo de propano al ser quemado? Calorías.

¿A cuántas calorías equivalen? calorías.

¿Cuántos grados centígrados aumentará la temperatura de 1 000 gramos de agua si se utilizan

estas calorías para calentarla? °C.

1 Cal ≡ 1 kcal ≡ 1 000 cal


Contenido energético de combustibles (II)

En esta actividad determinarás el contenido energético de diversos materiales, incluyendo algunos alimentos.

Abre el archivo Calorimetria. Observarás en la pantalla que un material se va a quemar y que el calor emitido por su combustión se utilizará para calentar agua (supondremos que este sistema está cerrado, para que no se pierda calor).

En la parte izquierda de la pantalla puedes cambiar el tipo de sustancia que se quemará usando el control azul (cambia si quieres la lista de materiales pero al final regresa al “Carbón activado”). También se pueden cambiar la “Masa inicial de esta sustancia”, el “Volumen de agua” que se va a calentar y la “Temperatura inicial del agua”.

Escribe abajo los valores escogidos en el programa:

Sustancia: Masa inicial de la sustancia: Volumen de agua: Temperatura inicial del agua:

Con el control rojo que se encuentra a la derecha del material que se va a quemar, puedes avanzar la simulación. Si haces esto, notarás que la “Masa de la porción que queda” disminuye (se está quemando) y que la “Temperatura del agua” aumenta (se está calentando). En la tabla siguiente toma los datos de la temperatura por cada gramo de material que se quema.

MASA dE lA PoRCiÓN QUE QUEdA (g)

TEMPERATURA dEl AgUA (°C)

50 20.0

49

48

47

46

45 53.5

40

¿Cuántos grados aumenta la temperatura del

agua por cada gramo de carbón activado que se

quema?

Si observamos los últimos dos datos de la tabla, al quemarse 5 g de material (de 45 a 40 g), se eleva la temperatura de 53.5 °C a 87.0 °C.

¿Cuánto se elevó la temperatura al quemar

estos 5 g? ¿Cuánto se elevó la temperatura por cada

gramo?

Recordarás que una caloría (1 cal) es el calor que debe recibir un gramo de agua para elevar su

temperatura un grado Celsius (1 °C). ¿Cuántas calorías son necesarias para elevar un grado

Celsius los 1 000 ml (1 000 g) de agua que tenemos?

Colorimetria


De acuerdo con los datos obtenidos antes, cada gramo de carbón activado que se quema produce un aumento en la temperatura del agua de 6.7 °C. ¿Cuántas calorías son necesarias para elevar en 6.7 °C los 1 000 ml de agua que tenemos?

Lo anterior nos indica que la combustión de cada gramo de carbón activado suministra al agua 6 700 calorías. Es decir, su calor de combustión es de 6 700 cal/g.

¿Cuántas Calorías (kilocalorías) por gramo representa este calor de combustión del carbón

activado?

Los alimentos también suministran calor y su poder calorífico se puede determinar de la misma manera, quemándolos y midiendo el calor desprendido. Escoge ahora, en la lista del programa, un alimento y calcula con el procedimiento anterior su calor de combustión. Sigue los pasos dados a continuación.

Escribe a continuación el alimento que escogiste:

Toma datos de tu material al ser quemado y llena la tabla siguiente.

MASA dE lA PoRCiÓN QUE QUEdA (g)

TEMPERATURA dEl AgUA (°C)

50 20.0

49

48

47

46

45

40

¿Cuántos grados aumenta la temperatura del

agua por cada gramo quemado de tu material?

¿Cuántas calorías son necesarias para elevar

un grado centígrado los 1 000 ml (1 000 g) de

agua que tenemos? ¿Cuántas calorías son necesarias para

el aumento de temperatura del agua que

observaste arriba los 1 000 ml de agua que

tenemos?

Lo anterior nos indica que la combustión de cada gramo de tu sustancia suministra

al agua calorías. Es decir, su calor de combustión es de cal/g.

¿Cuántas Calorías (kilocalorías) por gramo representa este calor de combustión?

Escoge un tercer material y calcula su calor de combustión.

Material: Calor de combustión: Cal/g


Contenido energético de combustibles (III)

En esta actividad seguiremos explorando el contenido energético de diversos materiales, incluyendo algunos alimentos.

Abre nuevamente el archivo Calorimetria. Hagamos algo diferente a la actividad anterior. Con el botón rojo, fija la “Masa de la porción que queda” en 30 g. Tus valores en pantalla deben ser:

Masa inicial de la sustancia = 50 g Masa de la porción que queda = 30 gVolumen de agua = 1 000 ml Temperatura inicial del agua = 20 °C

Observa que, para el carbón activado, quemar 20 g de su masa (de 50 a 30 g) ha producido que el agua se caliente hasta 100 °C y que además hayan hervido 80 ml (de 1 000 a 920 ml. Fíjate en la gráfica del agua). Lo que haremos ahora es observar el efecto que tiene cada una de las sustancias sobre el agua, cuando se han quemado 20 g de su masa (de 50 a 30 g). Con el botón azul, varía las sustancias, llenando en cada caso los datos de la tabla siguiente (en caso de que el agua esté hirviendo y se encuentre a 100 °C, también incluye como dato la cantidad aproximada de agua perdida por ebullición). Observa los ejemplos.

SUSTANCIATEMP. FiNAl

dEl AgUA (°C)SUSTANCIA

TEMP. FiNAl dEl AgUA (°C)


dEl AgUA (°C)Alcohol desnaturalizado

100 (°C) 80 ml de agua Estiércol Mantequilla

Alcohol metílico

100 (°C) 50 ml de agua Gasolina Metano

Antracita 100 (°C) 100 ml de agua Grasas Nueces

Arroz 46 (°C) Hamburguesa frita Pan

Carbohidratos 100 (°C) 0 ml de agua Hidrógeno Papas

Carbón activado

100 (°C) 80 ml de agua Jamón Petróleo

combustibleCarbón bituminoso Leche entera Propano

Carbono Lechuga Proteínas

Carne de res Leña seca TNT

Combustible diesel Madera Trigo

Chocolate Maíz Zanahorias

Colorimetria


Con base en tus datos anteriores, escribe abajo la lista de las nueve sustancias con mayor calor de combustión, comenzando con la mayor:

Con base en tus datos anteriores, escribe abajo la lista de las nueve sustancias con menor calor de combustión, comenzando con la menor:

Cuando un combustible arde, se convierte en otros compuestos químicos que pueden ser gases, por lo cual da la impresión de que se ha perdido masa. En realidad sólo se ha transformado emitiendo energía calorífica.

Por ejemplo, la antracita o carbón natural es de muy alto contenido en carbono (95%). Su combustión está representada por la siguiente reacción química:

C + O2 CO2 + 393 kJ (94 kcal) por mol

Notarás que la masa del carbono no se pierde sino que se transforma completamente en un gas (dióxido de carbono), y se desprende energía en forma de calor.

Otro ejemplo: la combustión del metano o gas natural está representada por la siguiente reacción química:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + 890 kJ (213 kcal) por mol

Notarás ahora que la masa del metano se transforma, en parte, en un gas y en parte en agua, con desprendimiento de energía en forma de calor.

A continuación escribe algunas conclusiones sobre las ideas importantes de estas tres actividades sobre el contenido energético de las sustancias. Después, discútelas con tu grupo.


Lista de las sustancias del programa con sus calores de combustión en Cal/g.


dEl AgUA (°C)SUSTANCIA

TEMP. FiNAl dEl AgUA (°C)


dEl AgUA (°C)

Alcohol desnaturalizado 6.5 Estiércol 4.1 Mantequilla 7.9

Alcohol metílico 5.3 Gasolina 11.5 Metano 13.4

Antracita 7.9 Grasas 9.1 Nueces 7.2

Arroz 1.3 Hamburguesa frita 2.6 Pan 2.4

Carbohidratos 4.1 Hidrógeno 34.6 Papas 0.9

Carbón activado 6.7 Jamón 2.6 Petróleo

combustible 10.5

Carbón bituminoso 7.2 Leche entera 0.7 Propano 12

Carbono 7.8 Lechuga 0.1 Proteínas 4.1

Carne de res 4.0 Leña seca 3.0 TNT 1.2

Combustible diesel 10.8 Madera 3.6 Trigo 0.8

Chocolate 5.3 Maíz 0.9 Zanahorias 0.2


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