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RECUPERACIÓN

V Bachillerato

Química

Primero Primaria

TRABAJOS DE PORTAFOLIO

MatemáticasCiencias NarutalesGrado: Primero PrimariaMateria: MatemáticasMatemáticasEstudios Sociales

TRABAJO DE RECUPERACIÓN

1

Fórmulas Unitarias y Masas Moleculares

Calcula la masa molecular-gramo de las siguientes moléculas. Debes dejar constancia de

tu trabajo, realizando el procedimiento

1) NH3

2) N2O3

Número de Avogadro, El Mol, Masa Molar

Calcula la cantidad de moles de átomos de cada elemento presente en las fórmulas

unitarias siguientes:

1) Al2(SO3)3

2) Ca(OH)2

3) Ba(C2H3O2)2

Completa la siguiente tabla

1 mol de: Número de átomos Masa molar

1. Hierro

2. cloro

3. Aluminio

4. Cobre

5. mercurio


2

Calcula los gramos de las siguientes sustancias. Toma en cuenta no omitir unidades o

dimensionales o las fórmulas de las substancias cuando usas masa molar o moles de

átomos.

1. gramos de CO2 en 1.23mol CO2

2. gramos de Na en 1.10mol Na

3. gramos de N en 3.5 moles de moléculas de N2


3

Calcula moles de las siguientes substancias. Debes realizar procedimiento es necesario

que desarrolles cada paso como en los ejemplos. Toma en cuenta no omitir unidades o

dimensionales o las fórmulas de las substancias cuando usas masa molar o moles.

1. moles de átomos de Al en 6.4g de Al

2. moles de moléculas de oxígeno en 54 g de oxígeno

3. moles de átomos de Fe en 1.25 moles de FeCl3 y moles de átomos de Cl en 1.25 moles

de FeCl3


4

Calcula el número de partículas (moléculas, átomos, iones o fórmulas unitarias) de las

siguientes sustancias. Debes realizar el procedimiento paso a paso como en los ejemplos.

Toma en cuenta no omitir unidades o dimensionales o las fórmulas de las substancias

cuando usas masa molar o moles.

1. .moléculas de metano (CH4) en 7.8 mol de CH4

2. moléculas de H2 en 2.30 moles de moléculas de H2

3. número de átomos en 300 g de Ca


5

4. número de moles de oxígeno en 36 gramos de moléculas de oxígeno O2

5. número de átomos de oxígeno en 36 gramos de moléculas de oxígeno O2

Cálculo de la Composición porcentual de los compuestos: 1. Calcula la composición porcentual de Fe (C2H3O2)3


6

2. 0.973 g de una muestra de codeína contienen 0.702 g de carbono, 0.069 g de

hidrógeno, 0.046 g de nitrógeno y 0.156g de oxígeno. Calcula la composición porcentual de la codeína.

3. 1.85 gramos de un metal se combinan con 1.3 g de azufre. Calcula el porcentaje de

metal que se combina con el azufre.


7

4. Una muestra impura de lejía tienen 12.7 g de masa. Esta contiene 6.85 g de hidróxido

de sodio (NaOH). ¿Cuál es el porcentaje de sodio en la muestra impura?

Cálculo de la Forma Empírica y la Fórmula Molecular

Determina la fórmula empírica del siguiente compuesto.

1. Un compuesto formado por 48 % de Zn y 52 % de Cl


8

Determina la fórmula molecular de los siguientes compuestos.

2. Un compuesto formado por 80% de C y 20% de H, cuya masa molar es de 30 g

Un compuesto formado por 41.4 % de C, 3.5% de H, 55.1 % de O y una masa molar de

116g

Balanceo de Ecuaciones Químicas

Balancea las siguientes ecuaciones por inspección

1) BaCl2 (ac) + (NH4)2 CO3 (ac) BaCO3 + NH4Cl

2) Al + H 2SO4 Al2(SO4 )3 + H2

3) PCl5 + H 2O H3PO4 + HCl

4) P4O10 + H 2O H3 PO4


9

5) TiCl4 + H 2O TiO2 + HCl

6) FeCl3 + Na 3 PO4 FePO4 (s) + NaCl

7) AgNO3 + CuCl2 (ac) Ag Cl (s) + Cu (NO3)2 (ac)

8) Ba(NO3)2 + H2SO4 BaSO4 + HNO3

9) Ca(OH)2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + H2O

10) Mg(OH)2 + HCl MgCl2 + H2O

11) Al2S3 + H2O Al(OH)3 + H2S

12) Ca3N2 + H2O Ca(OH)2 + NH3

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Completa y balancea las siguientes ecuaciones e indica el tipo de reacción que es. Para

ello puedes consulta las tarjetas del libro de texto.

1) 2Ca(s) + O2(g)

2) NH3(g) + HBr

3) 2C + O2 𝑙𝑖𝑚𝑖𝑡𝑎𝑑𝑜

4) Mg + S

5) 2HgO(s)

6) 2H2O(l) 𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑐𝑡𝑎

7) Fe(s) + CuCl2 (ac)

8) Zn(s) + NiCl2 (ac)

9) Au(s) + NiSO4 (ac)

10) Cu + FeCl2

11) Zn(OH)2 + H2SO4

12) Fe(OH)3 + H3PO4

13) Al(OH)3 + 3HCl


10

PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS 1) Calcula la cantidad de gramos de cloruro de zinc que se producen a partir de 34 g de

zinc.

Zn(s) + HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)

2) ¿Cuántos gramos de cloruro de plata se producirán a partir de 78 g de nitrato de

plata?

AgNO3(s) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac)


11

3) ¿Cuántos kilogramos de óxido de hierro (III) pueden obtenerse calcinando 975g de

sulfuro de hierro (II)?

FeS(s) + O2(g) Fe2O3(s) + SO2(s

4) El amoniaco es un gas que puede ser producido en el laboratorio por el calentamiento

del cloruro de amonio con hidróxido de calcio. Qué masa de amoniaco puede

producirse cuando se calienta una mezcla que contienen 20 g de cada de cloruro de

amonio

NH4Cl(s) + Ca(OH)2(s) NH3(g) + CaCl2(s) + H2O(g)


12

REACCIONES DE OXIDO REDUCCIÓN

Completa la siguiente tabla escribiendo la frase que corresponda al concepto correcto.

término 1. electrones ganados

2. electrones perdidos

1. aumenta el número de

oxidación

2. disminuye el número de oxidación

oxidación

reducción

El agente reductor

El agente oxidante

La sustancia oxidada

La sustancia reducida

B. Determina el número de oxidación de cada átomo en las siguientes reacciones e

identifica el agente oxidante y el agente reductor.

Ecuación Agente

oxidante Agente

reductor

2Fe2O3(s) + 3C(s)

3CO2(g) + 4Fe(l)

2MnO2(s) + 3PbO2(s) + 4H+1 (ac) 2MnO4

1-(ac) + 3Pb+2

(ac) + 2H2O(l)

2NaBr(ac) + Cl2(g) 2NaCl(ac) + Br2(ac)

2Ca3(PO4)2(s) + 10C(s) + 6SiO2(s)

6CaSiO3(l) + P4(g) + 10CO(g)

2HNO2(ac) + 2HI(ac) 2NO(g) + I2(ac) + 2H2O


13

Puntos importantes a repasar para la evaluación de Recuperación

Química V Bachillerato

MES 7

1. Fórmulas Unitarias y Masas Moleculares

2. Número de Avogadro

3. El Mol

4. El número de Avogadro es como un puente que une el nivel micro y el nivel macro

de la química, es decir, entre números de átomos o moléculas y la masa

NA

1 mol

Mol número de partículas

(Macro) 1 mol (Micro)

NA

5. Masa Molar (resolver problemas que relacionen moles con masa molar)

Como ya vimos, el mol puede definirse en términos de masa. La masa molar de cualquier elemento es la masa atómica de ese elemento expresada en gramos.

La masa molar de un compuesto es la masa molecular o la masa formular expresada en gramos.

NA 1 mol .

1mol masa molecular

número de partículas número de moles masa

en gramos 1mol masa molecular

NA 1 mol

Esto nos ayuda a entender que:

Un mol de sustancia = la masa molar de esa sustancia dada en gramos

FACTOR DE RELACIÓN

MOL-NÚMERO DE AVOGADRO

1 𝑚𝑜𝑙

6.02𝑥1023 o

6.023𝑥1023

1 𝑚𝑜𝑙

FACTOR DE RELACIÓN

MASA MOLAR MOL

1 𝑚𝑜𝑙

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 O

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟

1 𝑚𝑜𝑙


14

6. Cálculo de la Composición Porcentual de los Compuestos (resolver problemas que

calculen el % de cada elemento del compuesto)

Porcentaje significa partes por cien.

La composición de un compuesto dado en porcentaje relacionado a masa se llama composición porcentual.

7. Cálculo de la Fórmula Empírica y la Fórmula Molecular ( resolver problemas que

calculen fórmula empírica y fórmula molecular)

8. BALANCEO DE ECUACIONES: Definición y balanceo de ecuaciones

MES 8

Identificar los diferentes tipos de reacciones químicas, para ello utilizar las tarjetas

1. Reacciones de combinación

2. Reacciones de descomposición

3. Reacciones de substitución única

4. Reacciones de substitución doble

5. Reacciones de neutralización

Estequiometría 1. Definición La Estequiometría

2. Información obtenida a partir de una ecuación balanceada

3. Método molar para resolución de problemas en estequio-metría

Existe una gran variedad de métodos para poder resolver problemas en estequiometría, pero en este curso estudiaremos el método molar, que es

una aplicación del método del factor unitario. Para poder resolver este tipo de problemas hay tres pasos básicos a seguir

1. Calcula los moles de las substancias cuyos datos son conocidos, es decir, a partir de la masa o el volumen dado en el problema.

2. Calcula los moles de las substancias cuyos datos no se conocen a partir

de los coeficientes de las substancias en la ecuación balanceada y de los moles calculados en el punto 1.

3. Determina la masa o volumen de la substancia cuyos datos son desconocidos a partir de los moles calculados para las cantidades desconocidas en el punto 2. Observa la siguiente figura:

moles conocidos

gramos desconocidos o

litros desconocidos (en

el caso de gases)

gramos conocidos o

litros conocidos (en el

caso de gases)

moles desconocidas Paso 1 Paso 2 Paso 3


15

Tipos de Problemas Estequiométricos 1 Masa-masa

a) Problemas directos.

b) Problemas indirectos.

MES 9

REACCIONES DE OXIDO REDUCCIÓN

Número de oxidación

Es un número entero positivo o negativo llamado también estado de oxidación y es la carga eléctrica que un átomo tiene cuando forma parte de un compuesto dependiendo de la cantidad de electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo, éste se asigna en función a las reglas que estudiaremos más adelante.

Antes de estudiar las reglas para determinar el número de oxidación, es importante que tengas presente:

Carga Iónica: es la carga real sobre el ion; ésta puede ser positiva si el átomo pierde electrones, y negativa si el átomo gana electrones al combinarse para formar un compuesto. Los iones con carga positiva se llaman cationes, y se forman cuando los átomos pierden electrones. Los iones con carga negativa se llaman aniones y se forman cuando los átomos ganan electrones.

El número de oxidación de los iones que tienen un solo átomo es igual a la carga iónica.

La suma de los números de oxidación de todos los átomos que están en un compuesto es cero.

En general, los metales tendrán número de oxidación positivo y los no metales número de oxidación negativo cuando se combinan con metales. Los no

metales tendrán número de oxidación positivo cuando se combinan con no metales, en donde a uno se le asigna número de oxidación positivo y al otro número de oxidación negativo.

Reglas para determinar el número de oxidación

1) El número de oxidación de cualquier elemento solo, no combinado es 0. 2) El número de oxidación de un ion monoatómico1 es igual a su carga. 3) El hidrógeno “H” generalmente tiene el número de oxidación de +1. Excepto

en los hidruros que es de -1. 4) El oxígeno “O” generalmente tiene número de oxidación de -2. 5) Los metales alcalinos (grupo IA), los metales alcalinotérreos (grupo IIA) y el

aluminio (Al) en compuestos tienen número de oxidación positivo e igual al


16

número romano de la columna del grupo donde está ubicado en la tabla periódica.

6) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un ion poliatómico es igual a la carga de esa partícula (ion).

7) Las suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos presentes en la fórmula de un compuesto es igual a cero.

8) Para diferenciar entre el número de oxidación y la carga del ion haremos lo siguiente: 8.1) Si es un elemento indica el número de oxidación colocando primero el símbolo del elemento seguido del signo (+) (-) del número de oxidación y luego el valor numérico del número de oxidación (estos dos últimos en forma de supraíndice) ejemplo: Ca+2 8.2) Si es un ion poliatómico para escribir la carga primero escribe el valor numérico de la carga seguido del signo (+) (-) en forma de supraíndice.

Ejemplo SO 4

2

Reacciones Redox

1 Términos utilizados en las reacciones de óxido reducción

Oxidación

Reducción

Agente reductor y agente oxidante

Oxidación:

1. Hay pérdida de electrones.

2. Aumenta el número de oxidación del elemento.

Reducción:

1. Hay ganancia de electrones.

2. Disminuye el número de oxidación del elemento.

Agente oxidante:

1. Es la sustancia que causa que otra se oxide, y a su vez sufre una

reducción.

Agente reductor:

1. Es la sustancia que causa que otra se reduzca y a su vez sufre una

oxidación

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