guiaquimica2012-2013 (1)

COLEGIO SAN GABRIEL

- 1862 -

GUÍA DE QUÍMICA TERCERO DE BACHILLERATO AÑO LECTIVO 2012 - 2013

Prof. Mauricio Moreno Perteneciente a:........................................................................ Paralelo:................

B Prof. Mauricio Moreno

MATERIALES DE CURSO

Obligatorios:

- Guía de Química (entregada en formato digital por parte del profesor) - Tabla periódica

- Calculadora

- Cuaderno Opcionales

- Tablas de conversiones de unidades

NORMAS

GENERALES

- No se aceptará ningún deber, consulta o trabajo fuera de la fecha establecida de entrega.

- Toda consulta será presentada ESCRITA A MANO, en máximo una carilla de

extensión. - El plagio de cualquier consulta, deber o trabajo será automáticamente calificada con

cero.

- No se aceptará ningún trabajo, deber o consulta por correo electrónico.

- No se permitirá el ingreso al aula a ningún estudiante atrasado. - Si el estudiante no lleva a clases el material de estudio requerido (guía de química,

calculadora y tabla periódica), será retirado de la misma.

- Las preguntas que puedan surgir en el estudiante durante las clases, preferiblemente serán formuladas en el espacio que brindará el profesor, ABSTENERSE DE

INTERRUMPIR UNA EXPLICACIÓN.

- En caso de no rendir una evaluación, el estudiante contará con un tiempo máximo de 48

horas para justificarla y RENDIRLA. De exceder el tiempo establecido, se calificará con cero automáticamente. Si la evaluación a la cual el estudiante no asiste fuera un día

viernes, el plazo máximo para rendirla será el inmediato lunes siguiente.

- Los estudiantes se ubicarán en los pupitres de acuerdo al orden de lista y conforme las indicaciones del profesor.

DE LAS EVALUACIONES

- El profesor no responderá ninguna pregunta durante las lecciones y evaluaciones

escritas.

- En la medida de lo posible se tomarán lecciones escritas al menos cada 15 días, por lo que el estudiante debe estar plenamente consciente de su responsabilidad de mantenerse

al día en el desenvolvimiento de la materia.

- No se permite el uso de tabla periódica y tablas de conversiones durante las lecciones y evaluaciones escritas.

- El tema de toda consulta o trabajo de investigación será incluida en lecciones y

evaluaciones escritas. - Se llevará a cabo un control de deberes que consistirá en incluir ejercicios previamente

enviados como deber en las lecciones escritas.

- Al inicio de cada clase se realizarán preguntas acerca de la materia previamente vista a

manera de lecciones orales, no es justificación para un estudiante que no responde el no haber asistido a la clase anterior.

- Si un estudiante responde en lugar de otro durante una lección oral, se les restará a

ambos, tanto al que fue preguntado inicialmente como a quien responda sin habérselo pedido.

Colegio San Gabriel C

DE LAS CALIFICACIONES

- Cada quimestre se encuentra dividido en cuatro parciales de los cuales, el 80% de la nota del quimestre (8 puntos) estará representada por los 3 primeros parciales, quedando

el 20% restante (2 puntos) en el examen quimestral.

- Cada parcial se evaluará sobre 10 puntos, es decir, si el estudiante tiene un promedio de 10/10 tendrá 8 puntos del total del quimestre.

- La distribución de las notas para cada parcial queda establecida de la siguiente manera:

o En el primer y segundo parciales, se tomarán en cuenta cinco notas, las mismas

que corresponden de la siguiente forma: Talleres grupales en clase (sobre 10 puntos)

Talleres individuales en clase, o nota de laboratorio (sobre 10 puntos)

Deberes y consultas (sobre 10 puntos) Lecciones escritas (sobre 10 puntos)

Evaluación escrita (sobre 10 puntos, corresponde a una única

evaluación escrita que comprenderá de manera acumulativa la materia vista hasta el momento de definida su fecha)

o En el tercer parcial se tomarán en cuenta también cinco notas:

Avance y/o presentación de resultados de multidisciplinario (sobre 10

puntos) Cuaderno (sobre 10 puntos)

Talleres de refuerzo y recuperación, divididos en tres partes, cada una

con una valoración de 10 puntos (en caso de existir nota de laboratorio para este parcial, se reducirá una parte del taller de refuerzo y

recuperación)

o El cuarto parcial corresponderá al examen quimestral, que abarcará de forma

acumulativa lo visto durante el quimestre y será valorado sobre 10 puntos. - Las lecciones orales se sumarán o restarán en 1 punto cada una a la sumatoria de las

lecciones escritas (Ej. Si posee dos lecciones escritas de 10/10, es decir una suma de 20

puntos entre ambas, y rinde incorrectamente una lección oral, se resta 1 a la suma hasta el momento de ambas lecciones, quedando en 19)

- La nota correspondiente a los deberes y consultas, estará sujeta al “control de deberes”.

Por ejemplo, si se enviara un solo deber en un parcial, y el estudiante no resolviera correctamente el “control de deberes” en la lección escrita, el porcentaje de deberes

quedará reducido a cero, independientemente de que halla realizado o no el deber.

- El “control de deberes” siempre estará incluido en cualquier lección escrita.

- Para la calificación de las pruebas y exámenes, se tendrá en cuenta lo siguiente: o El procedimiento de resolución de un ejercicio tendrá una valoración

únicamente de un cuarto del total del puntaje asignado al mismo.

o Las respuestas numéricas en las cuales no se indique sus unidades, anulan completamente el ejercicio, sin importar del procedimiento.

o Se recomienda usar esferográfico para las respuestas.

Colegio San Gabriel 1

CAPÍTULO I

TÉCNICAS DE RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS

INTRODUCCIÓN

En Química, al igual que en otras asignaturas como Matemáticas o Física, es necesario que el estudiante

posea la capacidad de resolver problemas de carácter numérico, sin embargo, para ello se requiere que sus

habilidades de análisis y comprensión del problema sean las adecuadas, ya que su resolución no se limita

tan solo a la parte operacional.

Para que dichas habilidades se desarrollen en el estudiante, a más del conocimiento previamente

adquirido (el cual le permitirá comprender el problema), es imprescindible la práctica, ya que la Química,

al igual que la Matemática, únicamente se aprende mediante la resolución de problemas, y mientras más problemas se resuelvan, mucho mejor.

Sin embargo, muchas veces, a pesar de la práctica que se pueda llegar a realizar, nos podemos encontrar

con problemas cuya resolución represente un mayor grado de dificultad.

Es por ello que se ha considerado el dar en este primer capítulo un vistazo general a varias técnicas

básicas de resolución de problemas, para que en función de ellas, el estudiante esté en capacidad de

empezar a construir su propia metodología de resolución, ya que en este aspecto, no se puede generalizar

una regla común para todos los problemas que se presenten o común a todos los estudiantes.

TIPOS DE PROBLEMAS

Existen dos tipos de problemas:

- Problemas Abiertos: Son aquellos que no están bien planteados y que pueden llegar a tener

varias soluciones. En sí, estos son los problemas que se presentan en la vida real con mayor

frecuencia.

- Problemas Cerrados: Son aquellos que están bien planteados y poseen una única solución.

Cabe mencionar en este sentido, que en el desenvolvimiento de la materia y de esta guía, los problemas

que se planteen serán únicamente Cerrados.

PASOS PARA RESOLVER UN PROBLEMA

Como ya se mencionó anteriormente, no es posible establecer una serie de pasos inequívocos en la

resolución de problemas, por lo que incluso muchos autores difieren entre sí en los pasos que enuncian

como los óptimos a seguir, tal como se muestra en la Tabla 1.1

Tabla 1.1. Resumen de estrategias de solución de problemas de Polya, LeBlanc, Woods y Kepner-Tregoe

AUTOR

Polya LeBlanc Woods Kepner-Tregoe

PA

SO

S

Definir Definir problema Definir Análisis

Planear Generar alternativas Explorar Decisión

Ejecutar plan Fijar vía de solución Planear Solución

Mirar hacia atrás Llevarlo a cabo Actuar Consecuencias

Evaluar los resultados Reflexionar

Sin prestar mayor atención a los pasos finales de cada una de las estrategias numeradas, podemos notar que todas comparten puntos en común, de los cuales nos enfocaremos en los dos primeros.

2 Prof. Mauricio Moreno

Observamos que en el primer paso, en todos los casos corresponde al análisis del problema dado (cuando

definimos el problema, lo estamos analizando!).

Para realizar un análisis entonces, es preciso que sepamos formular las preguntas adecuadas para que nos

sea de la mayor ayuda posible. Tales preguntas pueden ser “qué?”, “donde?”, “por qué?”, “cómo?”,

etcétera. Para cada pregunta formulada es necesario que determinemos cuál es la situación, cuál no es la

situación, cuál es la diferencia entre las dos situaciones, las posibles causas de esa diferencia.

Por ejemplo, para la pregunta “cómo?”, pregúntese cómo puede hallar la respuesta requerida, cómo NO puede hallarla, y por qué la diferencia entre ambas respuestas.

Debemos guardar especial cuidado en que para un buen análisis, es un requisito fundamental que

LEAMOS el problema en su totalidad VARIAS VECES, para de esa manera evitar dejar de considerar

todas las posibles variables que tengamos en él. Para ello, podemos ayudarnos enlistando los datos que

nos ofrece el problema originalmente dado.

El segundo paso de la decisión, en base al análisis realizado, consiste en el imaginar posibles vías o

procesos que nos permitan resolver el problema satisfactoriamente. Para desenvolvernos correctamente en

este paso es necesario que el conocimiento previo en la materia sea sólido, puesto que la resolución de

problemas, no únicamente en Química, supone un acumulamiento de conocimientos mayoritariamente teóricos de los cursos anteriores.

El principal aspecto en este paso, es el de discernir la mejor estrategia de resolución del problema, que

debe ser en lo posible, la más simple que podamos hallar.

Así, de manera general, podemos esquematizar la selección de una estrategia de resolución de problemas

como se muestra a continuación en la Figura 1.1.

Figura 1.1. Esquema de la selección de una estrategia para la resolución de problemas (Modificado de

Himmelblau, D. 1997)


TALLER 1

A continuación se enuncian varios problemas que le permitirán al estudiante practicar destrezas

necesarias para el desarrollo del pensamiento analítico que se requieren para la resolución de problemas

en general.

Problemas tomados del texto de Himmelblau: Principios Básicos y Cálculos en Ingeniería Química

(1997).

1. Siempre he verificado la condición de la batería de mi automóvil midiendo el peso específico

relativo del líquido con un hidrómetro. Hace poco compré una batería EXIDE. El peso

específico relativo de esta batería se mantiene en 1.225 sin importar si la batería está totalmente

cargada o completamente descargada. ¿Cómo puede ser esto posible?

2. ¿Qué tienen en común Catalina la Grande, Iván el Terrible y Eric el Rojo?

3. Dos problemas se plantean de igual manera pueden ser en realidad muy distintos. Por ejemplo:

a. Un hombre tarda cinco días en excavar una zanja. ¿Cuánto tarda cinco hombres en

excavar la zanja?

b. Un buque tarda cinco días en cruzar un océano. ¿Cuánto tardan cinco barcos en cruzar el océano?

Estos dos problemas tienen exactamente la misma construcción, basta sustituir barco por hombre

y cruzar un océano por excavar una zanja. ¿Por qué entonces difieren las respuestas?

4. El jarrón ruso: Irrumpiendo por la puerta doble de la cocina del hotel, Kim Matthews apuntó su

pistola a Philip Jacobs. Separándose bruscamente de la estufa industrial para enfrentar a Kim, el

aparente pánico de Philip desapareció para ceder su lugar a una sonrisa siniestra.

“Te gustaría arrestarme, ¿verdad?” Philip echó una mirada a su alrededor y luego miró

otra vez a Kim. “Pero, ¿con qué motivo?”

“Por...” comenzó Kim, pero fue interrumpida por el detective Barry Stone, quien entró

por la puerta tras Kim. “Si no tiene el jarrón, no podemos arrestarlo” “Correcto”, dijo Jacobs, quie pasó tranquilamente al lado de Kim y salió de la cocina.

“No entiendo, Barry”, dijo Kim. “Lo vi robar el jarrón de cristal de la exposición del

embajador ruso en el vestíbulo, y lo perseguí hasta aquí. El jarrón no era tan grande, pero no

pudo haberlo escondido tan fácilmente, con tanta rapidez”. Kim hizo un ademán que abarcaba

toda la cocina, la cual estaba atiborrada con las ollas y utensilios característicos que se emplean

en la industria hotelera. Una mesa de picar cubierta de vegetales ocupaba todo lo largo de la

pared derecha, uniéndose con la estufa con su enorme horno de dos puertas, una parrilla y una

cubeta grande de aceite para cocinar al pie del horno. El lado izquierdo de la cocina estaba

ocupado por un gran número de fregaderos profundos y mesas para lavar platos, y en medio

había una góndola con un sinnúmero de cuchillos y otros utensilios.

“Por cierto, ¿quién es este tal Jacobs?” preguntó Kim al detective Stone.

“Curiosamente, era profesor de óptica en una universidad local hasta que un día simplemente mandó todo a volar. Bueno, haré que mis hombres registren su casa de arriba abajo.

Mientras tanto, ¿por qué no vigilas a Jacobs?”

“Me parece, Barry, que tú tendrás que encargarte de eso. Voy a arrestar a Jacobs, esta

vez con pruebas.”

¿Por qué decidió Kim Matthews arrestar a Jacobs?

5. El incendio en el laboratorio: Kim Matthews se abrió camino entra la multitud de bomberos y

policías para llegar al lado del detective Barry Stone, quien estaba parado en un gabinete

despejado junto a la mesa principal de lo que quedaba de un laboratorio de química.

“Kim, qué gusto que pudiste venir”, dijo el detective Stone, señalando con una ademán

el estado del laboratorio. “Es evidente que hubo un incendio de muy alta temperatura que fundió el acero y desmoronó el concreto. Por lo que me dicen los bomberos, al parecer fue causado por

una fuga de gas en la tubería que va a la campana. Por el aspecto de la tubería, parecería que un

carrito chocó con ella demasiadas veces y, dada la edad de la tubería, no es sorprendente que se

haya resquebrajado. Cualquier cosa pudo haber producido la chispa. Durante el incendio, nubes

de humo anaranjado salían del laboratorio, y fue imposible apagar el fuego con el sistema de

aspersores”


“¿De quién era este laboratorio?” preguntó Kim.

“Solía pertenecer a un tal profesor Bob Koker y, por la reacción de algunos estudiantes

que pasaron por aquí, no era muy popular que digamos. Aquí viene él ahora”

“Todo mi trabajo arruinado”, comenzó Koker. “No puedo creer que el trabajo de toda

una vida haya sido destruido por una insignificante fuga de gas”, exclamó. “¡Ahora tendré que

dedicar más de mi tiempo a dar clase a esos estudiantes llorones!”. Dándose vuelta, el profesor

Koker se dirigió hacia la puerta del laboratorio.

“Me imagino que vive en su propio mundo; pobre tipo”, dijo Stone al tiempo que

tomaba su libreta de la mesa. “¡Uf! ¿Qué es esto?”, exclamó al notar que su libreta se había llenado de un polvo blanco que cubría la mesa de laboratorio.

Kim examinó el piso junto a la mesa, notando que también estaba cubierto con el polvo

blanco. Con un brillo siniestro en sus ojos, dijo: “Esta explosión no fue un accidente, Stone;

estoy segura de ello. Déjame llevar un poco de este polvo para que lo analicen”. (El polvo

resultó ser una mezcla de óxido de aluminio y nitrato de amonio.)

Más tarde esa semana, Kim le pidió a Barry comenzar un interrogatorio a los

estudiantes de Koker. ¿Por qué estaba Kim tan segura de que la explosión no había sido un

accidente?

6. ¿Por qué revientan las rosetas de maíz? Repase las posibilidades que prueben su hipótesis.

7. ¿Cómo pueden detectarse en la práctica las fugas de un gasoducto?

8. Un efecto del potencial calentamiento global es la aceleración de la descomposición de

materiales orgánicos en el suelo. ¿Cómo podemos predecir la velocidad de descomposición de

las sustancias orgánicas en el suelo?


CAPÍTULO II

UNIDADES

INTRODUCCIÓN

El efectuar un experimento en Química constituye una labor similar a la de preparar un alimento en la

cocina, en cuya receta es importante conocer los ingredientes y las cantidades exactas de cada uno de

ellos para obtener el producto deseado. Una pequeña cantidad distinta en la concentración de un

ingrediente puede ocasionar el fracaso del experimento, hablando a escala de laboratorio, sin embargo un

error similar en la vida profesional puede significar la mala formulación de un fármaco que provoque

efectos adversos en un paciente; una pérdida considerable para una industria química, entre otras.

Por ello la importancia de estudiar a los sistemas métricos y su conversión entre uno y otro.

Las dimensiones o magnitudes que usualmente se utilizan en la Química son: longitud, velocidad, masa, energía, presión, temperatura, corriente eléctrica y tiempo, cada una de las cuales posee una unidad

dependiendo del sistema que se use.

Pero, antes de comenzar a analizar las unidades utilizadas en la Química, es necesario establecer la

diferencia existente entre dos términos frecuentemente usados como sinónimos.

Masa y peso

Con frecuencia se utilizan las palabras masa y peso indistintamente para expresar un mismo concepto, sin

embargo, es preciso establecer que en términos físicos su significado es completamente distinto.

La materia se define como todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, posee energía y está sujeto a

cambios en el tiempo, siendo la masa la cantidad de materia de un cuerpo determinado, la misma que es

constante e invariable, independientemente del sitio donde sea medida.

El peso de un cuerpo, por otra parte , es la fuerza gravitacional de atracción entre su masa y la del planeta,

por lo que el peso de un cuerpo puede variar dependiendo del lugar donde es medido (por ejemplo el peso

de un ser humano es distinto en la superficie lunar que en la superficie terrestre).

MAGNITUDES FUNDAMENTALES

Las magnitudes fundamentales más importantes y más utilizadas en la Química son: longitud, masa,

tiempo, cantidad de sustancia, temperatura y corriente eléctrica.

UNIDADES

Los cálculos a realizarse en la química requieren del uso de unidades que expresen las magnitudes

elegidas como referencia. Para ello es necesario el conocimiento de los sistemas de unidades.

Sistemas de unidades

Los sistemas de unidades que generalmente se utilizan en la química son:

- El CGS (centímetro-gramo-segundo), cuyas unidades básicas de longitud, masa y tiempo son el

centímetro, gramo y segundo respectivamente.

- El SI (Sistema Internacional de Unidades), en donde las unidades básicas de longitud, masa y tiempo son el metro, el kilogramo y el segundo respectivamente.


En ambos sistemas es común el uso de prefijos que representan potencias de 10 de las unidades básicas

(Tabla 2.1).

Tabla 2.1. Nombres, símbolos y valores numéricos de los prefijos de las unidades

Nombre Símbolo Valor numérico Potencia de 10 equivalente

Exa E 1,000,000,000,000,000,000 1018

Peta P 1,000,000,000,000,000 1015

Tera T 1,000,000,000,000 1012

Giga G 1,000,000,000 109

Mega M 1,000,000 106

Kilo k 1,000 103

Hecto h 100 102

Deca da 10 101

--- --- 1 100

Deci d 0.1 10-1

Centi c 0.01 10-2

Mili m 0.001 10-3

Micro µ 0.000001 10-6

Nano n 0.000000001 10-9

Pico p 0.000000000001 10-12

Fento f 0.000000000000001 10-15

Atto a 0.000000000000000001 10-18

En ambos sistemas además, encontramos las denominadas unidades derivadas que son aquellas que

resultan de distintas combinaciones de las unidades básicas, como por ejemplo el volumen que es igual a

longitud x longitud x longitud, siendo para el caso del sistema CGS su unidad el centímetro cúbico (cm3).

Conversión de unidades

Frecuentemente en la resolución de problemas nos encontramos con casos en los cuales las unidades

empleadas no corresponden a las de un solo sistema, por lo que es necesario realizar conversiones que nos

permitan operar de manera adecuada.

En algunos casos puede deducirse fácilmente los factores con los cuales operar en función de los prefijos

que acompañan a las unidades básicas, sin embargo, en otros casos resulta necesario el aprender de

memoria las equivalencias, o recurrir a la bibliografía para hallar los correspondientes factores de

conversión.

A continuación, en la Tabla 2.2 se detallan algunos factores de conversión.

Tabla 2.2. Factores de conversión de longitud, volumen y masa

LONGITUD VOLUMEN MASA

1 pulgada = 2.54 cm

1 pie = 30.48 cm

1 cm = 0.3937 pulgadas

1 m = 3.281 pies

1 Angstrom (Å) = 10-8 cm

1 galón (gal) = 3.785 L

1 pie3 = 28.32 L

1 pulgada3=16.39 mL

1 cm3 = 1 Ml

1 libra (lb) = 453.6 g

1 onza = 28.35 g

1 kilogramo (kg) = 2.205 lb

1 kg = 1000 g

1 g = 1000 mg

DENSIDAD

La densidad se define como la masa de una sustancia que ocupa una determinada unidad de volumen.


La densidad es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de masa presente, es decir que para

una sustancia dada, la relación de masa a volumen es siempre la misma, lo que en otras palabras puede

expresarse que en la densidad, conforme aumenta el volumen, aumenta también la masa.

En el Sistema Métrico Decimal, la densidad de los sólidos y líquidos se miden en g/cm3 o g/mL; y la de

los gases en g/L, mientras que en el Sistema Internacional (SI), la densidad se expresa como kg/m3.

Para la mayoría de las sustancias la densidad es medida a 20°C, sin embargo para el caso del agua, la densidad es expresada a los 4°C, por ser esta la temperatura a la cual el agua posee una densidad de 1.00

g/mL.

PESO ESPECÍFICO

También conocido como Gravedad Específica, el Peso específico de una sustancia es un número que

designa la relación de su masa con un volumen igual de alguna otra sustancia que se toma como patrón.

Para el caso de sustancias sólidas y líquidas, la sustancia patrón la constituye el agua a 4 °C, mientras que

para los gases, se toma como patrón al aire.

Entonces:

Como vemos, el peso específico, es un número adimensional (sin unidades). Su utilidad se basa en que si

deseamos conocer la densidad de una sustancia de la que poseemos su peso específico, basta multiplicar

dicho valor por la densidad del agua como sustancia de referencia.

CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Como resultado de los experimentos en Química, se realizan mediciones que casi nunca resultan en

valores exactos y que siempre están sujetos a un cierto grado de incertidumbre debido a las limitaciones del instrumento con el que se lleva a cabo la medición, así como la habilidad de la persona que la realiza.

Para expresar una mayor precisión es necesario que el número que exprese la medición contenga los

dígitos que se conozcan, más uno (s) que se estime (n). Tales dígitos, que sirven para expresar una

medición, se conocen como cifras significativas.

Así, supongamos que se realizan varias mediciones en un rango de temperatura entre los 21 y 22 °C, las

cuales son: 21.0 °C, 21.3°C y 21.15 °C.

Para los dos primeros casos, se interpreta que la temperatura se expresó con una precisión de décimas de

grado, al poseer una sola cifra decimal, y tienen entonces, 3 cifras significativas. Para la última medición,

en cambio, se interpreta que fue llevada a cabo con una precisión de centésimas de grado, y tiene 4 cifras significativas en total.

Evaluación del Cero

En toda medición, los números NO nulos son significativos, sin embargo, los ceros pueden ser o no

significativos dependiendo de su posición. Así, se establecen las siguientes reglas para determinar si el

cero es significativo en una medición:

1. Los ceros entre dígitos no nulos son significativos

2. Los ceros que preceden al primer dígito no nulo no son significativos. Se emplean únicamente

para ubicar la marca decimal 3. Los ceros al final de un número en el que figura la marca decimal son significativos

4. Los ceros al final de un número sin marca decimal son ambiguos y pueden o no considerarse

significativos


Redondeo de números

En la resolución de problemas, con frecuencia se llega a respuestas que tienen varias cifras decimales, por

lo que es necesario eliminar aquellos que se consideren no significativos. En este sentido no existe una

regla establecida de la cantidad de decimales óptima para trabajar, siendo esta una decisión inherente de

la persona que realiza los cálculos.

Para ello, se tendrán en cuenta las siguientes reglas:

Regla 1. Cuando el primer dígito ubicado después del que se necesita mantener, es 4 o menor, tal cifra y

todas las demás a su derecha se eliminan. La última que se retiene no cambia

Ejemplos

Redondeo a cuatro cifras

74.693 = 74.69

1.00629 = 1.006

Regla 2. Cuando el primer dígito después de los que se deben conservar es 5 o mayor, es cifra y las

demás a su derecha se eliminan, y el último dígito se retiene aumentado en una unidad.

Ejemplos

Redondeo a cuatro dígitos

1.026868 = 1.027

18.02500 = 18.03

12.89 = 12.90

NOTACIÓN CIENTÍFICA

A veces, los datos que intervienen o que resultan de los cálculos en las Ciencias Experimentales resultan

en números de una considerable cantidad de dígitos, por lo que para la optimización de los procesos es

conveniente expresarlos mediante la notación científica.

Para expresar un número con notación científica, basta recorrer el punto decimal en el número dado para

que se ubique después del primer dígito (que debe ser distinto de cero). A este número es necesario

multiplicarlo por 10 elevado a la potencia adecuada. Así, la potencia de 10 es igual al número de lugares que se haya recorrido originalmente el punto decimal.

Dependiendo del sentido en el cual se recorrió el punto decimal, se determinará si el número es positivo o

negativo.

Ejemplo

2468 = 2.468 x 103

0.00056 = 5.6 x 10-4


RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS POR EL MÉTODO DE ANÁLISIS DIMENSIONAL

(FACTORES DE CONVERSIÓN)

En la Química es esencial el aprender a plantear y resolver problemas numéricos de modo sistemático.

Para ello ya hemos dado unos primeros pasos al ejercitar nuestras aptitudes de resolución de problemas en

general (Capítulo I).

Pueden existir diversas formas de resolver un mismo problema, sin embargo el estudiante tiene que ser

capaz de utilizar el método del análisis dimensional como base para la resolución de cualquiera de las vías que escoja para resolverlos.

El método del análisis dimensional básicamente consiste en convertir una unidad en otra mediante el uso

de factores de conversión (de ahí que también sea llamado simplemente como el método de “factores de

conversión”).

De manera general, se lo puede esquematizar de la siguiente manera:

unidad1 x factor de conversión = unidad2

Es decir, multiplicar una unidad dada (unidad1) en un problema, por un factor de conversión que nos permita obtener su equivalencia en la unidad requerida por las condiciones del problema (unidad2).

Por ejemplo, si se desea saber cuántos milímetros hay en 2.5 metros, la resolución sería así:

1) Planteamos las unidades de acuerdo al dato suministrado, y a la unidad que deseamos llegar

m x factor de conversión = mm

2) Expresamos el factor de conversión de tal manera que la unidad de metros sea eliminada

3) Ubicamos las equivalencias en el factor de conversión y operamos (sabemos que un metro es

equivalente a 1000 milímetros)

Si bien es cierto, la operación anterior es de un grado de dificultad mínimo, e incluso el estudiante podría

considerar mucho más rápido el uso de reglas de tres para la resolución de problemas, en muchos problemas de Química pueden llegar a combinarse series de factores de conversión para cálculos más

complejos, que si usáramos reglas de tres, constituirían en un gasto de tiempo innecesario y provocar

incluso la confusión en el estudiante.

Un ejemplo de una serie de factores de conversión puede ser el desear conocer el número de segundos en

un día, para lo cual, debemos llegar de la unidad día a la unidad segundo con los siguientes pasos.

Día horas minutos segundos


TALLER 2

1. ¿Cuántas cifras significativas hay en cada uno de los siguientes valores numéricos?

a. 4.5 pulgadas

b. 3.025 pies

c. 125.0 metros

d. 0.001 milla

e. 25.0 gramos

f. 12.20 litros

g. 100000 personas

h. 205 pájaros

2. Redondear las siguientes cantidades al número indicado de cifras significativas: a. 42.246 (cuatro cifras)

b. 88.015 (tres cifras)

c. 0.08965 (tres cifras)

d. 0.8965 (dos cifras)

e. 225.3 (tres cifras)

f. 14.150 (tres cifras)

g. 526.159 (cinco cifras)

h. 5.489752 (seis cifras)

3. Escribir los siguientes números en notación científica

a. 1200

b. 6 600 000

c. 0.0468

d. 0.00003

e. 0.00001258

f. 125.6978

g. 6023000

h. 0.0005689

4. Efectúa las siguientes conversiones (en el caso de respuestas de más de más de cinco dígitos,

exprésala en notación científica)

a. 0.606 cm a km

b. 2.00 pulg2 a cm2

c. 10.68 g a mg

d. 8.54 g a kg

e. 42.8 kg a lb

f. 95 lb a g

g. 25.0 mL a L

h. 35.6 L a gal

i. 5000 μL a L

5. Una lámina de oro (peso específico = 19.3) que pesa 1.93 mg puede ser laminada nuevamente

hasta una película transparente que cubre un área de 14.5 cm2.

a. Cuál es el volumen de 1.93 mg de oro b. Cuál será el espesor de la película en Angstroms.

6. Un experimento de laboratorio necesita que cada estudiante use 6.55 g de cloruro de sodio. El

instructor abre un frasco nuevo de 1.00 lb de la sal. Si cada uno de los 24 estudiantes toman

exactamente la cantidad estipulada de sal, ¿cuánto quedará en el frasco al final de la sesión de

laboratorio?

7. Calcular la densidad y el peso específico de un cuerpo que pesa 420 g y tiene un volumen de 54

cm3.

8. Una botella para la determinación de pesos específicos pesa 240 g vacía, 380 g llena con agua y

351 g llena con queroseno. Determinar el peso específico del queroseno y la capacidad de la botella.

9. Cuál es la densidad en unidades SI de una esfera de acero que tiene un diámetro de 7.50 mm y

una masa de 1.765 g. El volumen de una esfera de radio r es 4/3πr3.

10. Convierte las siguientes temperaturas:

a. -175.5°C a °F

b. -400 °F a °C

c. 1890 °C a °F

d. 25 °F a °C


CAPITULO III

RELACIONES DE MASA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

INTRODUCCIÓN

Como ya se ha indicado, los procesos que se realizan en la Química resultan similares a la preparación de

recetas que deben ser seguidas al pie de la letra para que los resultados sean los esperados. Hemos

indicado la importancia de conocer las unidades que han de utilizarse para una adecuada preparación de una receta, sin embargo, es competencia del estudiante el conocer y dominar los cálculos que le

permitirán estimar correctamente la cantidad de los ingredientes.

Por ello, en este capítulo partiremos de la definición de conceptos básicos que el estudiante ha venido

utilizando frecuentemente en cursos anteriores de Química, tan solo como un recordatorio, por cuanto la

comprensión y realización de los problemas subsiguientes requieren de un dominio total de las

definiciones que están detrás de los mismos.

MASA ATÓMICA

La masa atómica se define como la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad

de masa atómica es la masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. El

carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene seis protones y seis neutrones, el cual se lo ha tomado

como valor de referencia al asignar su masa como 12 uma y así medir la masa atómica de los demás

elementos.

Así, por ejemplo, se ha encontrado experimentalmente que el átomo de hidrógeno posee cerca del 8.400%

de la masa del carbono-12. De modo que su masa atómica se determinaría por la relación 0.084% x 12

uma que resulta en 1.008 uma. De manera similar se puede demostrar que la masa atómica del oxígeno es

16.00 uma y la del hierro 55.85 uma.

MASA MOLAR

Como las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos, resulta

conveniente tener una unidad para describir a una gran cantidad de átomos, ya que en la práctica se

manejan enormes cantidades de ellos ante la imposibilidad de hacerlo individualmente.

El sistema internacional (SI) establece la unidad de la mol, y representa la cantidad de una sustancia que

contiene tantos átomos o moléculas como átomos hay exactamente en 12 g de carbono-12. El número real

de átomos en 12 g de carbono se ha determinado experimentalmente y recibe el nombre de número de

Avogadro (NA) cuyo valor aceptado es:

NA = 6.0221367 x 1023

Que redondeado da 6.022 x 1023, así, una mol de hidrógeno gaseoso, una mol de ácido sulfúrico, étc,

tendrán un número igual a 6.022 x 1023 moléculas, independientemente de que su masa sea distinta.

Así, la masa molar se define como la cantidad de masa (expresada en gramos o kilogramos) que ocupa 1

mol de átomos o moléculas de una sustancia.

La masa molar de un átomo es igual a su masa atómica, por lo que para determinar la masa molar de una

molécula, bastará con sumar las masas atómicas de los elementos que la conforman.

ESTEQUIOMETRIA

La estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre masas,

volúmenes y fórmulas en una reacción química entre los reactivos y productos de la misma.


En una reacción química, los coeficientes son los números que nos informan acerca de la cantidad de

moléculas que intervienen en la reacción, indican así también las proporciones de sus moles permitiendo

conocer los pesos relativos de los reaccionantes y los productos. Es por ello que estos coeficientes son los

que gobernarán las distintas RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS.

Sin embargo, es preciso para un mejor entendimiento del tema, el conocer las Leyes Ponderales de la

Química.

LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA

1. Ley de la conservación de la masa de Lavoisier

“En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes, es exactamente igual a la masa

total de los productos de la reacción”

H2SO4 + 2NaOH → 2H2O + Na2SO4

Reaccionantes: 1(98) + 2(40) = 178 g

Productos: 2(18) + 1(148) = 178 g

2. Ley de Proust

Conocida también como la ley de las proporciones definidas o composición constante, esta ley establece

que:

“Un compuesto químico, siempre contiene los mismos elementos combinados en la misma proporción de

masa”

Así, si ponemos por ejemplo que el anhídrido carbónico, sea cual fuere el sitio de donde se lo obtenga,

siempre tendrá 27.27% de carbono y 72.73% de oxígeno, cuyos porcentajes son consecuencia de la aplicación de la ley de Proust en la determinación de la Composición centesimal o Porcentual de una

sustancia química. Lo que se expresa mediante la siguiente fórmula:

( ) ( )

3. Ley de Dalton

También conocida como la ley de las Proporciones múltiples, dice que:

“Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de un elemento

que se combinan con una masa fija del otro elemento en los diferentes compuestos guardan una relación

de números enteros pequeños”

Podemos evidenciar esta relación en las siguientes tablas:

Compuesto Relación N:O

N2O 7:4

NO 7:8

N2O2 7:12

N2O5 7:20

Compuesto Relación Fe:O

FeO 7:2

Fe2O3 7:3

4. Ley de Ricther

Conocida como la ley de las Proporciones recíprocas establece que:


“Las masas de los elementos diferentes que se combinan con la misma masa de una elemento dado, son

las mismas que reaccionarán entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de esas masas para obtener otros

compuestos”

Así por ejemplo, consideremos las siguientes reacciones de formación:

(1) 8 g O2 + 1 g H2 → H2O

(2) 8 g O2 + 3 g C → CO2 (3) 8 g O2 + 8 g S → SO2

(4) 8 g O2 + 20 g Ca → CaO

(5) 8 g O2 + 35.45 g Cl2→ Cl2O

Vemos que en todas ellas, la cantidad de oxígeno necesario para formar cada compuesto,

independientemente del átomo con el que se combine, permanece invariable.

De esta ley se deriva un concepto de la Química conocido como el Peso Equivalente, sin embargo su

estudio se lo hará en la sección de Soluciones.

5. Ley volumétrica de Gay-Lussac

Conocida también como la ley de Volúmenes de combinación, establece que:

“Bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, los volúmenes de los gases que reaccionan entre

sí y de sus productos gaseosos están en la relación de números enteros simples y sencillos”

2H2 + 1O2 → 2H2O

2 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes

1N2 + 3H2 → 2NH3

1 volumen 3 volúmenes 2 volúmenes

6. Ley de Avogadro

“Volúmenes iguales de gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo

número de moléculas”

1H2 + 1Cl2 → 2ClO

1 volumen 1 volumen 2 volúmenes

1 litro 1 litro 2 litros

x moléculas x moléculas 2x moléculas

CÁLCULO DE FÓRMULAS QUÍMICAS

La determinación de la fórmula de un compuesto se realiza fácilmente a partir de la composición

centesimal del mismo, esto es, de la cantidad de masa de cada elemento que existe en cien partes del compuesto.

Cada compuesto posee dos fórmulas, que son llamadas mínima y máxima, y para las cuales existen los

siguientes pasos para determinarla.


a) Fórmula mínima o empírica (fm)

Es la fórmula que indica cuales son los elementos que forman parte de una sustancia, y cuál es su

proporción mínima al formar la molécula.

Para su determinación, se procede de la siguiente manera:

1) Se determina el NÚMERO RELATIVO DE MOLES de cada elemento, dividiendo su porcentaje

transformado en gramos para su masa atómica.

2) Se determina el NÚMERO RELATIVO DE ÁTOMOS, dividiendo el número relativo de moles

para el menor valor de ellos, estos valores deben ser siempre enteros. Cuando no lo san se debe

multiplicar todos los resultados por 2, 3, 4 etcétera, hasta que sean enteros.

Ejemplo:

Un compuesto químico tiene la siguiente composición porcentual: Potasio 26.57%, cromo 35.36% y

oxígeno 38.07%. Determinar su fm.

Para resolver este tipo de ejercicios podemos construir una tabla como se muestra a continuación:

Elemento % m (g) PA #rm #ra

K 26.57 26.57 39.1 0.6795 1x2=2

Cr 35.36 35.36 52 0.68 1x2=2

O 38.07 38.07 16 2.3792 3.5x2=7

De donde podemos deducir que la fórmula mínima (fm) del compuesto es: K2Cr2O7

b) Fórmula máxima o molecular (FM)

Es la que indica cuáles son los elementos que forman una sustancia y el número de exacto de átomos de

cada elemento en la molécula.

Para su determinación, es necesario conocer previamente la fórmula mínima del compuesto problema y su

masa (peso) molecular, mediante la siguiente ecuación:

Donde fm es la fórmula mínima del compuesto, y k es un coeficiente que se calcula de la siguiente

manera:

Tomando k valores de 1, 2, 3, 4 etcétera.

Ejemplo:

Se conoce que la fórmula mínima de un compuesto orgánico es CH2O y su peso molecular igual a 180g.

Determine su fórmula máxima.

1) Determinamos el valor de k

2) Determinamos la FM


TALLER 3

PRIMERA PARTE

1. El peso molecular (masa molar) del hidruro de sodio es igual a

2. El peso molecular del carbonato de sodio es igual a

3. El peso molecular del sulfato de magnesio es igual a

4. El peso molecular del anhídrido perclórico es igual a

5. El peso molecular del benceno es igual a

6. En el benceno, el carbono se encuentra en un porcentaje del

7. En el benceno, el hidrógeno se encuentra en un porcentaje del

8. En el anhídrido perclórico, el cloro se encuentra en un porcentaje del

9. En el peróxido de hidrógeno, el hidrógeno se encuentra en un porcentaje del

10. En el ácido sulfúrico, el azufre se encuentra en un porcentaje del

11. ¿Cuántos gramos de ácido sulfhídrico hay en 0.400 moles del ácido?

12. ¿Cuántos gramos de hidrógeno hay en 0.400 moles de ácido sulfhídrico?

13. ¿Cuántos gramos de azufre hay en 0.400 moles de ácido sulfhídrico?

14. ¿Cuántas moléculas de ácido sulfhídrico hay en 0.400 moles del ácido?

15. ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 0.400 moles de ácido sulfhídrico?

16. ¿Cuántos átomos de azufre hay en 0.400 moles de ácido sulfhídrico?

17. ¿Cuántas moles representan 9.54 g de anhídrido sulfuroso?

18. ¿Cuántas moles representan 85.16 g de amoníaco?

19. ¿Cuánto calcio existe en una determinada cantidad de nitrato de calcio que contiene 20.0 g de

nitrógeno?

20. ¿Cuántos gramos de hierro podrán obtenerse de 2000 g de óxido férrico?

SEGUNDA PARTE

21. Un compuesto posee una composición porcentual de: 17.09% de magnesio, 37.93% de aluminio y

44.98% de oxígeno. Determina su fórmula mínima (fm)

22. Deducir la fórmula empírica de un hidrocarburo que un análisis dio la siguiente composición en

porcentaje, 85.63% de carbono y 14.37% de hidrógeno.

23. Una muestra de 15.00 g de una sal hidratada, Na2SO4. xH2O se vio que contenía 7.05 g de agua.

Determinar la fórmula mínima de la sal.


24. Una tira de cobre electrolíticamente puro que tiene una masa de 3.178 g se calentó fuertemente en

una corriente de oxígeno, hasta que su totalidad se convirtió en un óxido negro. El polvo negro

resultante tiene una masa de 3.978 g ¿Cuál es la composición porcentual de este óxido y cuál su

fórmula mínima?

25. Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: 2.24% de hidrógeno, 26.69% de carbono y

71.07% de oxígeno. Se conoce que su peso molecular es de 90 g/mol. Obtenga la fórmula molecular del compuesto.

26. Del producto de la combustión completa de un compuesto orgánico se obtuvieron 490 mg de

anhídrido carbónico y 215 mg de agua. Si se conoce que el peso molecular del compuesto es igual a

226 g/mol, determinar cuál es su fórmula molecular.

27. ¿Cuál es la masa de ion plata presente en 3.45 g de sulfuro de plata?

28. Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata de 5.82 g. Cuando se añade cloruro de sodio a la

solución, se precipita toda la plata como cloruro de plata. El precipitado de cloruro de plata tiene una

masa de 7.20 g. Determinar el porcentaje de plata de la moneda.

29. Una pepita de oro y cuarzo pesa 100 g, si el peso específico del oro es igual a 19.3, el del cuarzo es

igual 2.65 y el de la pepita es de 6.4. Determinar la masa de oro contenida en la pepita.

30. 0.248 g de hidrato de cloral, una sustancia orgánica empleada como sedante, dan por oxidación 0.045

g de agua, y la cantidad de anhídrido carbónico precisa para formar 0.592 g de carbonato de bario.

Mediante ácido nítrico y nitrato de plata, 0.314 g del hidrato de cloral dan lugar a 0.816 g de cloruro

de plata. Hallar su fórmula empírica.


CAPÍTULO IV

ESTEQUIOMETRÍA

INTRODUCCIÓN

Como hemos visto en el capítulo anterior, la Estequiometria se basa principalmente en el estudio

cuantitativo de los reaccionantes y productos en una reacción química. Su conocimiento es de suma

importancia en la Química Práctica, ya que los procesos industriales que se llevan a gran escala a partir de los estudios hechos en laboratorio requieren de un manejo estricto en la cantidad de materia prima que se

necesita para los mismos, y representaría grandes pérdidas para la industria un error en la determinación

de dichas cantidades.

Para ello, independientemente de las unidades utilizadas, sean moles, gramos, litros, kilos, etcétera, para

calcular la cantidad de producto formado en una ecuación se utilizan las moles como base de cálculo, por

lo que es indispensable que el estudiante esté familiarizado con el método de resolución de problemas de

la relación molar.

MÉTODO DE RELACIÓN MOLAR

Una relación molar es una razón o cociente entre el número de moles de cualquier par de especies

implicadas en una reacción química. Por ejemplo, en la siguiente reacción

2 mol 1 mol 2 mol

Se pueden aplicar 6 relaciones molares:

Por tanto, observamos que la relación molar es un factor de conversión que sirve para pasar del número

de moles de una sustancia al número correspondiente de moles de otra en una reacción química.

El método de la relación molar emplea tres operaciones básicas simples:

1. Convertir la cantidad de sustancia de partida en moles (en caso de que no esté expresada así)

2. Convertir los moles de sustancia de partida en moles de la sustancia deseada.

3. Convertir los moles de la sustancia deseada a las unidades especificadas en el problema.

Pero se debe tener en cuenta, antes de resolver cualquier problema por este método, que la ecuación química que representa a la reacción del ejercicio debe estar correctamente balanceada, caso contrario,

cualquier determinación que resulte de una ecuación incorrectamente igualada no tendrá validez alguna.

Dependiendo de los datos planteados en el ejercicio (las unidades en las cuales está expresado) existen

varias opciones de resolución basadas en este método, las cuales se pueden resumir en la siguiente figura:

Figura 4.1. Procedimiento para calcular cantidades a partir de ecuaciones por el método del mol (Chang, 2007)

Masa (g) del compuesto A

Moles del compuesto A

Masa (g) del compuesto B

Moles del compuesto B

Use la masa molar (g/mol) del compuesto B

Use la masa molar (g/mol) del compuesto A

Use la relación molar de

A y B a partir de la ecuación


Sin embargo, como vimos en el Capítulo I de esta guía, los pasos a seguir en un método de resolución de

problemas no son siempre leyes fijas a seguir al pie de la letra, con el tiempo el estudiante se dará cuenta

que muchas veces algunas de las conversiones podrá hacerlas mentalmente, pero por el momento con el

fin de ganar experiencia, revisaremos los procesos de conversión paso a paso.

CÁLCULOS MOL-MOL

En este caso, los ejercicios plantean las cantidades tanto de la sustancia de partida (A) como la que se desea obtener (B) en unidades de masa molar, es decir, en moles.

Ejemplo

¿Cuántos moles de dióxido de carbono se producirán en la oxidación completa de 2.0 mol de glucosa

según la siguiente ecuación?

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

1 mol 6 mol 6 mol 6 mol

La ecuación balanceada establece que se producirán 6 mol de anhídrido carbónico a partir de una mol de glucosa. Aun cuando se puede ver que se formarán 12 mol de CO2 a partir de 2.0 mol de glucosa,

resolveremos el ejercicio de acuerdo a los pasos establecidos para la aplicación del método de la relación

molar.

CÁLCULOS MOL-MASA

El objeto de este tipo de problemas es calcular la masa de una sustancia que reacciona, o que se produce a

partir de un número dado de moles de otra sustancia en una reacción química. Si se da la masa de la

sustancia de partida, es necesario convertirse a moles. Se usa la relación molar para convertir de moles de

sustancia de partida a moles de sustancia deseada. Estas se pueden cambiar a continuación a unidades de

masa, si es necesario.

Ejemplo

¿Qué masa de hidrógeno puede producirse haciendo reaccionar 6.0 mol de aluminio con ácido

clorhídrico?

1. Para resolver el ejercicio, planteamos primero la ecuación que describe la reacción

Al + HCl → AlCl3 + H2

2. Igualamos la ecuación por alguno de los métodos de igualación aprendidos e indicamos el

número de moles de los compuestos sobre los cuales se harán los cálculos

2Al + 6HCl → 2 AlCl3 + 3H2

2 mol 3 mol

3. Calculamos los moles de hidrógeno que se producirían de acuerdo a los datos suministrados por

el ejercicio

4. Convertimos las moles de hidrógeno a gramos, obteniendo la respuesta deseada


Observando la resolución, podemos unir ambos pasos en el desarrollo de una misma serie de factores de

conversión:

CÁLCULOS MASA-MASA

Para resolver los problemas estequiométricos masa-masa se necesitan todos los pasos del método de la

relación molar. La masa de las sustancias de partida se convierte a moles. A continuación se usa la

relación molar para calcular las moles de la sustancia deseada, las que a su vez se convierten a masa.

Ejemplo:

¿Qué masa de dióxido de carbono se produce por la combustión completa de 100 g del pentano?

1. Planteamos, balanceamos la ecuación e indicamos la cantidad de moles de los compuestos de

interés para el problema

C5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2O

1 mol 5 mol

2. La sustancia de partida es 100 g de pentano. Convertimos 100 g de pentano a moles

3. Determinamos el número de moles de anhídrido carbónico a partir de la relación molar correspondiente

4. Convertimos el número de moles de anhídrido carbónico a gramos

De manera similar al ejemplo anterior, podemos unir todos los pasos en una misma serie de factores de

conversión:


CÁLCULOS DE REACTIVO LIMITANTE Y DE RENDIMIENTO DE REACCIÓN

En muchos procesos químicos las cantidades de los reactivos que se usan son de tal naturaleza que la

cantidad de un reactivo está en exceso de la cantidad de otro en la reacción. La cantidad de producto (s)

que se forma (n) en este caso dependerá del reactivo que no esté en exceso, el cual es llamado reactivo

limitante o límite, ya que limita la cantidad de producto que se puede formar.

Ejemplo

¿Cuántos moles de óxido salino de hierro se pueden obtener haciendo reaccionar 16.8 g de Fe con 10.0 g

de agua? ¿Qué sustancia es el reactivo limitante y cuál está en exceso?

3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2

Como podemos observar, en este caso el ejercicio nos da las cantidades iniciales de ambos reaccionantes,

a partir de las mismas lo que haremos es determinar la cantidad del producto deseado, de manera similar a

como hemos venido operando en los distintos cálculos anteriormente estudiados.

Para el hierro:

Para el agua:

De aquí, se deduce fácilmente que el reactivo limitante para esta reacción es el hierro, ya que determina la menor cantidad de producto formado. Es decir, que una vez que reaccionen totalmente los 16.8 g de

hierro la reacción habrá terminado sin importar que quede agua sobrante.

A partir de estos cálculos, también es posible determinar cuál es la cantidad de reactivo en exceso que no

reacciona, para lo que basta únicamente hacer una relación molar entre los reaccionantes, de la siguiente

manera:

Hasta este punto, lo que hemos determinado es que los 16.8 g de hierro (reactivo limitante) necesitan

exactamente de 7.2 g de agua para reaccionar en su totalidad, por lo que para saber qué cantidad de

reactivo en exceso sobra, basta restar los 7.2 g de los 10 g originales del ejercicio.

10.0g – 7.2g = 2.8 g de

En conclusión, 2.8 g de agua NO reaccionan, y constituyen el sobrante del reactivo en exceso en la

reacción.

Rendimiento de reacción

Hasta el momento, en todos los ejercicios realizados, hemos considerado que el rendimiento de las

reacciones era igual al 100%. Sin embargo, tal situación en la práctica es inusual, ya que el rendimiento

de una reacción puede verse afectado por diversos factores, tales como:

- Pureza de los reaccionantes

- Catalizadores

- Temperatura

- Presión

- Luz

- Reacciones reversibles


- Formación de productos colaterales distintos al esperado

- Pérdida de la cantidad de reaccionantes durante la realización de la reacción

Así, la gran mayoría de reactivos que se utilizan tanto en el laboratorio, como en la industria química

tienen determinados grados de pureza que determinan su consideración en el cálculo de la estequiometria

de sus reacciones.

Porcentaje de pureza

En la realidad no existen reactivos 100% puros, siempre tendrán cierto grado de impureza, por ejemplo, el

ácido clorhídrico suele encontrárselo hasta en un 37% de pureza, es decir, que de cada 100 gramos, 37

gramos corresponden al ácido puro, siendo los 63 gramos restantes de agua; por lo que será preciso

considerar dicho porcentaje de pureza en los cálculos estequiométricos.

Ejemplo

¿Qué cantidad de cloruro de sodio puede obtenerse a partir de 100 g de ácido clorhídrico de 37% de

pureza que reaccionan con hidróxido de sodio?

NaOH + HCl NaCl + H2O

Como hemos hecho en los ejercicios anteriores, la serie de factores de conversión para resolver este

problema sería la siguiente:

Sin embargo, debemos considerar el porcentaje de pureza mencionado, para lo cual, añadimos un factor

de conversión que considera el porcentaje de pureza del ácido clorhídrico.

( ) ( )

( )

De esta manera, estamos considerando que en la formación del cloruro de sodio en esta reacción,

únicamente intervienen los 37 g de ácido puro contenidos en los 100 g iniciales.

Determinación del porcentaje de rendimiento de una reacción

El porcentaje de rendimiento de una reacción puede ser determinado relacionando los rendimientos

teórico y real de la misma, mediante la fórmula:

Donde

El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir

de determinada cantidad de reactivo, de acuerdo con la ecuación química.

Por otra parte el rendimiento real es la cantidad de producto que se obtiene llevando a cabo la reacción en

la práctica.

Ejemplo

Se preparó tetracloruro de carbono haciendo reaccionar 100 g de disulfuro de carbono con 100 g de cloro.

Calcular el rendimiento porcentual si se obtuvieron 65.0 g de tetracloruro de carbono en esa reacción

CS2 + 3Cl2 CCl4 + S2Cl2


1. Calculamos el rendimiento teórico a partir de las cantidades dadas de cada reactivo, para saber

cuál de ellos es el reactivo limitante (el que con su término dará por finalizada la reacción)

a. Con los 100 g de disulfuro de carbono

b. Con los 100 g de cloro

Se concluye entonces que el cloro es el reactivo limitante y sabemos que la cantidad teórica máxima

de producto que se formará es de 72.3 g de tetracloruro de carbono.

2. Calculamos el rendimiento porcentual aplicando la fórmula anteriormente descrita

El rendimiento de la reacción es del 89.9%.


TALLER 4

PRIMERA PARTE

Analiza las reacciones, si existen cambios de estados de oxidación de los elementos, usa el método de

igualación de la valencia para balancear las ecuaciones.

1. ¿Cuántas moles de Cl2 se pueden producir con 5.60 moles de HCl?

HCl + O2 Cl2 + H2O

2. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se pueden producir con 500 g de hidróxido de calcio?

Ca(OH)2 + Na2CO3 NaOH + CaCO3

3. Dada la ecuación: Al4C3 + H2O Al(OH)3 + CH4, ¿Cuántas moles de hidróxido de aluminio se

producirán cuando se formen 0.600 moles de metano?

4. Dada la ecuación: FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 ¿Cuántos moles de óxido férrico pueden obtenerse a partir de 1.00 moles de disulfuro de hierro?

5. Dada la ecuación: FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para reaccionar con

4.50 mol de disulfuro de hierro?

6. Dada la ecuación: FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2, si la reacción produce 1.55 mol de óxido férrico,

¿cuántos moles de dióxido de azufre se producen?

7. Dada la ecuación: FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 ¿Cuántos gramos de dióxido de azufre se forman a partir de 0.512 moles de disulfuro de hierro?

8. Dada la ecuación: FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2, si la reacción produce 40.6 g de dióxido de azufre

¿cuántos moles de O2 reaccionaron?

9. Dada la ecuación: FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 ¿Cuántos gramos de disulfuro de hierro se necesitan

para producir 221 g de óxido férrico?

10. Un método antiguo para la producción de cloro consistía en hacer reaccionar pirolusita, MnO2, con ácido clorhídrico. ¿Cuántas moles de HCl reaccionarán con 1.05 moles de pirolusita?

MnO2 + HCl Cl2 + MnCl2 + H2O

11. Se introducen 180 g de zinc en un vaso de precipitados con ácido clorhídrico. Después de cesar la

reacción, quedaban 35 g de zinc sin reaccionar en el vaso. ¿Cuántos moles de hidrógeno gaseoso se

producen?

Zinc + ác. Clorhídrico cloruro de zinc + hidrógeno (gas)

12. Se introducen 180 g de zinc en un vaso de precipitados con ácido clorhídrico. Después de cesar la

reacción, quedaban 35 g de zinc sin reaccionar en el vaso. ¿Cuántos gramos de HCl reaccionaron?

Zinc + ác. Clorhídrico cloruro de zinc + hidrógeno (gas)

13. En un alto horno, el óxido férrico reacciona con coque (carbono) para producir hierro colado y

monóxido de carbono. ¿Cuántos kilogramos de hierro se formarían partiendo de 125 kg de óxido

férrico?

Óxido férrico + carbono (atómico) hierro + monóxido de carbono

14. ¿Cuántos gramos de hierro deben reaccionar para producir 375 g de óxido salino de hierro?

Hierro (atómico) + agua óxido salino de hierro + hidrógeno (gas)

15. Etano gaseoso se quema completamente, ¿cuántos gramos de anhídrido carbónico se producen por la

combustión de 75.0 de etano?


16. Reaccionan 16.0 g de hidróxido de potasio con 12.0 g de ácido nítrico. ¿Cuál es el reactivo limitante?

Hidróxido de potasio + ác. Nítrico nitrato de potasio + agua

17. Reaccionan 10.0 g de hidróxido de sodio con 10.0 g de ácido sulfúrico. ¿Cuál es el reactivo en

exceso?

Hidróxido de sodio + ác. Sulfúrico sulfato de sodio + agua

18. Reaccionan 50.0 g de nitrato de bismuto y 6.0 g de ácido sulfhídrico. ¿Cuál es el reactivo limitante?

Nitrato de bismuto + ác. Sulfhídrico sulfuro de bismuto + ác. nítrico

19. Dada la ecuación:

Hierro (atómico) + sulfato cúprico cobre (atómico) + sulfato ferroso

Cuando reaccionan 20.0 g de hierro con 40.0 g de sulfato cúprico. ¿Qué sustancias estarán presentes

cuando termine la reacción? ¿Cuántos gramos de cada sustancia están presentes?

20. El aluminio reacciona con el bromo para formar bromuro de aluminio:

Aluminio (atómico) + bromo (gas) bromuro de aluminio

Si reaccionan 25.0 g de aluminio con 100 gramos de bromo gaseoso y se recuperan 64.2 g de bromuro de

aluminio, ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?

21. La urea [(NH2)2CO] se prepara por la siguiente reacción

Amoníaco + anhídrido carbónico urea + agua

¿Qué cantidad de urea se pueden obtener mediante la reacción de 637.2 g de amoníaco con 1142 g de

anhídrido carbónico?

22. Hallar la cantidad de pirolusita (MnO2) necesaria para obtener por reacción con un exceso de ácido clorhídrico concentrado 25 g de cloro.

Pirolusita + ác. Clorhídrico cloro (gas) + cloruro manganoso + agua

23. Calcular la cantidad de ácido sulfúrico concentrado al 97% necesario para obtener 1 kg de sulfato de

cúprico pentahidratado.

Cobre (atómico) + ác. Sulfúrico + agua sulfato cúprico pentahidratado + hidrógeno (gas)

a) 404.9 g b) 1000.0 g c) 523.0 g d) 469.0 g e) Ninguna

24. Hallar la cantidad de dicromato de potasio que se necesita para oxidar en presencia de ácido sulfúrico

50 g de etanol a acetaldehído.

Etanol+dicromato de potasio + ác. Sulfúrico acetaldehído + sulfato crómico + sulfato de potasio + agua

a) 100.0 g b) 568.0 g c) 203.0 g d) 106.4 g e) Ninguna

25. Por oxidación de 100 kg de tolueno se han obtenido 124.1 kg de ácido benzoico. Calcular el

rendimiento de reacción de este proceso.

Tolueno + oxígeno (gas) ácido benzoico + agua

SEGUNDA PARTE

Del libro “Problemas de Química General” de José Ibarz, resuelve los ejercicios 1, 5, 8 y 9 del capítulo 9.


CAPÍTULO V

GASES IDEALES

INTRODUCCIÓN

Vivimos rodeados de aire, cuya composición porcentual en volumen es aproximadamente de 78% de

nitrógeno, 21% de oxígeno y 1% de otros gases, entre los que se encuentra el anhídrido carbónico. En la

década de los 90 la química de esta mezcla de gases vitales se volvió un tema muy relevante debido a los efectos perjudiciales de la contaminación ambiental. El punto central de este capítulo será el

comportamiento de las sustancias que existen como gases en condiciones atmosféricas normales de

presión y temperatura, es decir a 25° C y una atmósfera de presión (atm).

GENERALIDADES

Los estados físicos de la materia son las diferentes formas de presentarse la misma ya sea homogénea o

heterogénea. Estos estados son: sólido, líquido y gaseoso, pudiendo ser los cambios entre sí, como se

muestra en la siguiente figura.

Figura 5.1. Representación de los cambios de los estados físicos de la materia (Escobar, 2003)

Estos estados físicos aparecen por la interacción de la FUERZA DE ATRACCIÓN DE MASAS (cohesión)

y la FUERZA CINÉTICO-MOLECULAR (repulsión).

Determinando las propiedades de cada uno de los estados de la materia, que podemos resumirlas en la siguiente tabla.

Tabla 5.1. Propiedades de los estados físicos de la materia, donde FA representa a la fuerza de atracción

de masas y FCM a la fuerza cinético-molecular.

ESTADO

PROPIEDAD SÓLIDO LÍQUIDO GASESO

Fuerzas FA > FCM FA = FCM FA < FCM

Espacios intermoleculares Muy pequeños Pequeños Grandes

Volumen Determinado Determinado Indeterminado

Compresibilidad Incompresibles Poco compresibles Compresibles

Fluidez NO Lenta Rápida

Forma Determinada Indeterminada Indeterminada

ESTADO GASEOSO

a) Teoría cinético molecular

Los estudios sobre el comportamiento de los gases comenzaron en el siglo XVII con Robert Boyle. Su

trabajo inicial fue continuado a través del tiempo por varios investigadores, llegándose así al siglo XIX,

tiempo en el que su compendio fue base para formular una teoría general que explicase el

comportamiento de los gases, la cual tomó el nombre de teoría cinético molecular.

SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO

Sublimación

Deposición

Fusión

Solidificación

Evaporación

Condensación


Esta teoría se basa en el movimiento de las partículas, describiendo el comportamiento de un gas ideal, o

perfecto. En la realidad no existen gases ideales, pero en ciertas condiciones de temperatura y presión, los

gases se acercan al comportamiento ideal, mientras que en condiciones extremas como alta presión y baja

temperatura, los gases reales se desvían mucho del comportamiento ideal.

Las principales hipótesis en las que se basa la teoría cinético molecular son las siguientes:

- Los gases consisten en diminutos corpúsculos o moléculas

- La distancia entre las moléculas es grande en comparación con el tamaño de las mismas. El

volumen ocupado por un gas consiste principalmente en espacio vacío.

- Las moléculas de gas no se atraen entre sí.

- Las moléculas de gas se mueven en línea recta en todas las direcciones, chochando frecuentemente entre sí o con las paredes del recipiente que las contiene. Todas las colisiones

son perfectamente elásticas.

- No se pierde energía en los choques de una molécula de gas con otra, o con las paredes del

recipiente. Todas las colisiones son perfectamente elásticas.

- La energía cinética media para las moléculas es la misma para todos los gases a la misma temperatura, y su valor es directamente proporcional a la temperatura en Kelvins.

b) Difusión gaseosa

Figura 5.1. Difusión gaseosa. Cuando se abre la válvula entre ambos contenedores los gases contenidos

se difunden de un contenedor al otro.

A causa de su movimiento molecular, los gases tienen la propiedad de difusión, que es la capacidad que

tienen dos o más gases de difundirse, o sea mezclarse espontáneamente hasta que forman un todo

uniforme.

c) Ley de difusión gaseosa de Graham

El químico escocés Thomas Graham observó que la intensidad de difusión depende de la densidad del

gas, enunciando que: “Bajo condiciones similares de temperatura y presión, las velocidades de difusión

de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus densidades”

Expresada matemáticamente, la relación es:

√

Donde

DA = Velocidad de difusión del gas A

dA = Densidad del gas A

Luego:

√

Para otro gas B, en las mismas condiciones:

√

Dividiendo ambas ecuaciones:

√

√


A veces se emplean variaciones de esta ecuación, particularmente la de que las densidades se sustituyen

por los pesos moleculares (M). Como las densidades de los gases, a las mimas condiciones, son

directamente proporcionales a sus pesos moleculares, podemos escribir lo siguiente:

⇒

√

√ √

√

Sustituyendo en la expresión matemática de la ley de Graham:

√

√

d) Factores que determinan el comportamiento de un gas

Como factores que determinan el comportamiento de los gases podemos citar a los siguientes:

- Temperatura

- Presión

- Volumen

- Número de moléculas

i) Presión

Se define como la fuerza que actúa por unidad de área

La unidad internacional de la presión es el PASCAL, que se define como la presión ejercida por una

fuerza de un Newton sobre una superficie de un metro cuadrado.

ii) Volumen

Es el espacio que ocupa un cuerpo. La unidad internacional del volumen es el metro cúbico.

iii) Temperatura

Es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas de un cuerpo dado.

Para expresar los grados de temperatura se usan generalmente las siguientes escalas:

ESCALA CENTÍGRADA O CELSIUS

La unidad es el grado Centígrado (°C). En esta escala se registran dos temperaturas extremas:

0°C = punto de congelación del agua

100 °C = punto de ebullición del agua

Entre estos dos puntos la escala se divide en 100 partes iguales, cada una constituye un grado centígrado.

ESCALA FAHRENHEIT

La unidad es el grado Fahrenheit (°F), usada en los países ingleses.

También esta escala utiliza dos puntos extremos:

32°F = Punto de congelación del agua

212 °F = Punto de ebullición del agua


Existen entre estos dos puntos 180 partes, a cada una de ellas se considera como un grado Fahrenheit.

La relación matemática entre los grados Centígrados y Fahrenheit, se obtiene de la siguiente manera:

Haciendo una proporción entre la resta de los extremos con el número de partes en que se divide cada

escala e igualando ambas:

De donde se obtienen precisamente las fórmulas que permiten la conversión de unidades de un sistema a

otro.

( )

ESCALA KELVIN

La unidad es el grado Kelvin (°K). Es la unidad internacional de temperatura que mide las llamadas

temperaturas absolutas. Parte del cero absoluto, valor considerado como la temperatura más baja. En la

escala centígrada el cero absoluto corresponde a -273.16 °C.

Para transformar los grados Centígrados a Kelvin, se usa la siguiente fórmula

°K = °C + 273

Otra escala de temperatura, es la escala Rankine, definida de la siguiente manera

°R = °F + 460

iv) Número de moléculas

Es un factor determinante para el comportamiento de los gases. Al analizar la ley de Avogadro, veremos

la importancia que tiene el número de moléculas en el estado gaseoso.

e) Leyes de los gases

El comportamiento de los gases se estudia sobre la base de un conjunto de leyes que relacionan la

cantidad de un gas (número de moles, n) con el volumen, presión y la temperatura.

Cuando un gas cumple exactamente con los postulados de estas leyes se dice que es un GAS IDEAL.

i) Ley de Boyle

Esta ley establece que: “A temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión”

°C °F100 °

0°

100 180

212°

32°


Entonces a n y T, constantes:

⇒

Si consideramos dos condiciones diferentes que pueden denominarse inicial y final para el mismo gas:

La variación de la presión en función del volumen, para un gas podemos analizarla en la siguiente gráfica:

Figura 5.2. Gráfica de presión en función del volumen de un gas a n y T constantes.

Ejemplos:

- ¿Qué volumen ocuparán 2.5 L de un gas si la presión cambia de 760 mm Hg a 630 mm Hg, mientras la

temperatura se mantiene constante?

V1 = 2.5 L

V2 = ?

P1 = 760 mm Hg

P2 = 630 mm Hg

⇒

( ) ( )

- Un gas ocupa un volumen de 200 mL a una presión de 400 torr. Si la temperatura permanece constante

¿A qué presión debe estar el gas para que el volumen cambie a 75 mL?

V1 = 200 mL

V2 = 75 mL

P1 = 400 torr

P2 = ?

⇒

P

V


( ) ( )

( )

ii) Ley de Charles

La ley dice: “A presión constante, el volumen de una masa gaseosa es directamente proporcional a la temperatura”.

Entonces a n y P constantes:

⇒

Para dos estados:

El gráfico de la variación del volumen con la temperatura se muestra a continuación:

Figura 5.3. Gráfico del volumen en función de la temperatura a n y P constantes.

Ejemplo:

- Tres litros de hidrógeno a - 20°C se calientan a una temperatura ambiente de 27°C. Si la presión

permanece constante ¿Cuál es el volumen a la temperatura ambiente?

V1 = 3 L

V2 = ? T1 = - 20°C + 273 = 253 K

T2 = 27°C + 273 = 300 K

⇒

( ) ( )

iii) Ley de Gay-Lussac

Esta ley nos dice que: “A volumen constante, la presión de una masa gaseosa es directamente

proporcional a la temperatura”

V

T-273.16°C


Entonces a n y V constantes:

⇒

Para estados iniciales y finales:

La variación de la presión y la temperatura se muestra a continuación:

Figura 5.4. Gráfico de la presión en función de la temperatura cuando n y V son constantes.

Ejemplo:

- La presión de un recipiente de helio es 650 torr a 25 °C. Si este recipiente sellado se enfría a 0°C, ¿cuál

será su presión?

P1 = 650 torr

P2 = ?

T1 = 25°C + 273 = 298 K

T2 = 0°C + 273 = 273 K

⇒

( ) ( )

iv) Ley Combinada de los Gases

Una combinación de las leyes anteriores nos da una relación simultánea entre V, P y T.

Cuando n y T son constantes:

⇒

Cuando n y P son constantes:

P

T

V1

V2

V3


⇒

Cuando T y P son constantes: V1=V2

Por lo tanto:

De donde (cuando n es constante):

⇒

Ecuación que nos establece que: “El volumen de una masa determinada de gas, varía directamente con la

temperatura e inversamente con la presión”.

Ejemplo:

- Dados 20.0 L de amoníaco gaseoso a 5°C y 730 torr, calcular el volumen a 50°C y 800 torr.

V1 = 20.0 L V2 = ?

P1 = 730 torr P2 = 800 torr

T1 = 5°C + 273 = 278 K T2 = 50°C + 273 = 323 K

⇒

( ) ( ) ( )

( ) ( )

v) Ley de Avogadro

Para Avogadro, esta ley manifiesta que: “Si la presión y la temperatura permanecen constantes, el

volumen de un gas varía directamente con el número de moles”

Entonces, cuando P y T son constantes:

⇒

Para dos situaciones del mismo gas, podemos escribir la siguiente ecuación:

vi) Ecuación General de un gas (Ecuación de Estado)

Si en la ecuación que define la ley Combinada de los gases:

Introducimos condiciones normales (CN, SPT, TPS) de presión, volumen y temperatura, que son:


P = 1 atm

V = 22.4L/mol

T = 0°C = 273.16 °K

Reemplazando los datos tenemos:

( )( ⁄ )

En donde el valor de 0.08205 atm.L / °K.mol, es conocida como la CONSTANTE UNIVERSAL DE

LOS GASES, que se representa por R.

Por lo tanto, la ecuación de estado para una mol es:

Para n moles de la masa gaseosa:

Si el número de moles n, es igual a la masa del gas (m) para el peso molecular (PM) tenemos:

La ecuación de estado se escribe así:

Si la densidad es:

Tenemos:

Ejemplo:

- ¿Qué presión ejercerán 0.400 mol de un gas en un recipiente de 5.00 L a 17.0 °C?

P = ?

V = 5.00 L

T = 17°C + 273 = 290 K

n = 0.400 mol

⇒


( ) (

)

vii) Ley de Dalton

Conocida como “ley de las presiones parciales”. Estudia el comportamiento de los gases cuando forman

una mezcla.

Establece que: “En un volumen definido, la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las

presiones parciales de los gases que la componen”

La presión parcial, de un componente de mezcla gaseosa, es la presión que ejercería el gas si ocupase solo

el recipiente (volumen) en las mismas condiciones de la mezcla.

Cuando se mezclan pesos o masas de cada gas, el número total de los moles es igual a la suma de los

números de moles da cada componente:

En donde n es el número de moles y se determina mediante la relación entre masa del gas (m) y su peso

molecular (PM).

La fracción molar (x) de un compuesto se obtiene mediante la relación entre el número de los moles de

cada gas y el número total de moles de los componentes de la mezcla gaseosa:

Siendo la fracción molar de un componente i de la mezcla:

Con lo cual se puede establecer la presión parcial de un gas en una mezcla, definida de la siguiente

manera:

Siendo la presión parcial de un componente i de la mezcla:

Cuando se mezclan volúmenes de cada gas a presión y temperatura constantes (LEY DE AMAGAT), se

puede considerar el volumen total de la mezcla, como la suma de los volúmenes parciales de los gases

que la componen, así:

Donde la fracción de volumen para cada gas se determina así:


Siendo la fracción de volumen de un componente i de la mezcla:

Y por tanto la presión parcial para cada gas sería:

Siendo la presión parcial de un componente i de la mezcla:

Como consecuencia, se puede calcular además, la composición de la mezcla en porcentaje, a partir de las

fracciones molares o de volumen de acuerdo a las fórmulas:

La principal aplicación de la ley de Dalton de las presiones parciales tiene lugar en la relación con la

recolección de gases sobre agua. Debido a la vaporización del agua, en el gas recogido hay siempre cierta

cantidad de vapor de agua que depende de la temperatura. La tendencia de una sustancia a pasar al estado

gaseoso se mide por la presión de vapor de la sustancia, cuando mayor es la temperatura, mayor es la

presión de vapor. La ley de Dalton, se establece de la siguiente manera:

Los datos de presión de vapor de agua se encuentran ya determinados y es necesario en los problemas que

los requieren, el recurrir a tablas de Presión de vapor de agua.

Ejemplo:

- Una muestra de 500 mL de oxígeno se recolectó sobre agua a 23°C y 760 torr. ¿Qué volumen ocupará el

oxígeno seco a 23° C y 760 torr?, la presión de vapor de agua a 23° C es de 21.2 torr.

V1 = 500 mL

V2 = ?

P1 = 760 torr (menos la presión de vapor del agua a 23°C)

P2 = 760 torr

( )

( ) ( )


f) Relaciones mol-masa-volumen de los gases

Como un mol contiene 6.022 x 1023 moléculas, un mol de cualquier gas tendrá el mismo volumen que un

mol de otro gas a la misma temperatura y presión. Se ha calculado experimentalmente que el volumen

ocupado por un mol de cualquier gas es 22.4 L a temperatura y presión normales. Este volumen es

conocido como volumen molar de un gas. El volumen molar es un cubo de unos 28.2 cm por lado.

El volumen molar es útil para calcular la masa molar de un gas de una sustancia que se pueda evaporar

fácilmente. Si se conocen masa y volumen de un gas en condiciones normales, podemos calcular su masa molar. Por ejemplo, 1 L de oxígeno puro en condiciones normales tiene una masa de 1.429 g. La masa

molar del oxígeno podrá calcularse multiplicando la masa de 1 L por 22.4 L/mol.

Ejemplos:

- Si 2.00 L de un gas, medidos a condiciones normales, tienen una masa de 3.23 g. ¿Cuál es la masa molar

del gas?

- Medida a 40 °C y 630 torr, la masa de 691 mL de éter etílico es 1.65. Calcular la masa molar de esta

sustancia.

V1 = 691 mL V2 = ?

P1 = 630 torr P2 = 760 torr

T1 = 40°C + 273 = 313 K T2 = 273 K

⇒

( ) ( ) ( )

( ) ( )

g) Densidad de un gas en condiciones normales

La densidad de un gas está expresada en g / L. Como el volumen de un gas depende de la temperatura y

de la presión, ambas se deben indicar al mencionar la densidad. El volumen de un sólido o de un líquido

apenas si es afectado por los cambios de presión y sólo varía ligeramente cuando lo hace la temperatura. Al aumentar la temperatura desde 0°C hasta 50°C, la densidad de un gas se reducen en aproximadamente

un 18% si se deja de expandir, mientras que una aumento de 50 °C en la temperatura del agua, originará

un cambio en su densidad de menos del 0.2%.

Se puede calcular la densidad de un gas a cualquier temperatura y presión evaluando la masa de gas

presente en 1 L. En condiciones normales, la densidad puede calcularse multiplicando la masa molar del

gas por 1 mol/22.4 L.

Ejemplo:

La masa molar de un gas es de 20 g. Calcular la densidad del gas en condiciones normales.


RESUMEN DE LAS LEYES DE LOS GASES IDEALES

En la siguiente tabla se resumen los aspectos más importantes de las leyes de los gases ideales estudiadas.

Tabla 5.2. Resumen de las leyes de los gases ideales (Escobar, 2003).

LEY ECUACIÓN CONSTANTE RELACIÓN

Boyle

n y T

Inversa

Charles

n y P

Directa

Gay-Lussac

n y V

Directa

Combinada

N

Directa e inversa

Avogadro

T y P

Directa

General

R

Todas variables

Dalton

T y V

Aditiva


TALLER 5

PRIMERA PARTE

Escoge la respuesta correcta

1. Si aumenta la presión a temperatura constante, el volumen del gas:

a) Aumenta b) Disminuye c) Es constante d) Desaparece e) Ninguna

2. Si disminuye el volumen, a temperatura constante, la presión del gas:


3. Si aumenta la temperatura, y la presión permanece constante, el número de moles del gas:


4. Si aumenta la temperatura, y la presión permanece constante, el volumen del gas:


5. Si disminuye el volumen, y la presión permanece constante, la temperatura del gas:


6. Si aumentan la presión y el volumen, y el número de moles es constante, la temperatura del gas:


7. Si aumenta la presión, disminuye el volumen, y el número de moles es constante, la temperatura del

gas:


SEGUNDA PARTE

Desarrolla los siguientes ejercicios

8. Un gas ocupa un volumen de 400 mL a la presión de 500 mm Hg. ¿Cuál será su volumen, a

temperatura constante, si la presión cambia a 2 atm?

9. Una muestra de 500 mL de un gas se encuentran a 640 mm Hg de presión. ¿Cuál debe ser la presión,

a temperatura constante si el volumen cambia a 855 mL?

10. A temperatura constante, ¿qué presión se necesitaría para comprimir 2500 L de hidrógeno gaseoso a

1 atm para que cupiera en un tanque de 25 L?

11. A presión constante, dados 6 L de nitrógeno gaseoso a – 25°C, ¿qué volumen ocupará el nitrógeno a

345 K?

12. ¿A qué temperatura se duplicará el volumen de una muestra de gas a 27°C si la presión permanece

constante?

13. Una muestra de gas a 22 °C y 740 torr de presión se calienta hasta que su volumen aumenta al doble.

¿Qué presión regresará el volumen de la muestra a su valor original?

14. Un gas ocupa 250 mL a 700 torr y 22 °C. Cuando la presión cambia a 500 torr ¿qué temperatura (°C)

se necesita para mantener el mismo volumen?

15. El hidrógeno que está almacenado en un cilindro metálico tiene una presión de 252 atm a 25 °C. ¿Cuál será la presión en el cilindro cuando se sumerja en nitrógeno líquido a – 196 °C?

16. Un gas ocupa un volumen de 410 mL a 27 °C y 740 mm Hg. Calcule el volumen que ocuparía el gas

a condiciones normales.


17. ¿Qué volumen ocuparían 5.30 L de hidrógeno gaseoso en condiciones normales, a 70°C y 830 torr de

presión?

18. ¿Qué presión ejercerán 800 mL de un gas en condiciones normales cuando su volumen sea de 250

mL a 30 °C?

19. Un globo elástico contiene 1400 L de helio a 0.950 atm de presión y a 18 °C. A una altura de 22

millas (temperatura de 2.0 °C y presión de 4.0 torr) ¿Cuál será el volumen del globo?

20. ¿Cuántas moléculas de gas hay en 600 mL de monóxido de dinitrógeno a 40 °C y 400 torr de presión?

21. Se prepara una mezcla gaseosa con 350 mL de un gas A y 500 mL de un gas B, la presión de la

mezcla es de 765 mm Hg. ¿Cuál es la presión del gas B?

22. Un tanque vacío de acero para gases con válvula pesa 125 libras y su capacidad es de 1.5 pies3.

Cuando el tanque se llena con oxígeno a una presión de 2000 lb/plg2 a 25 °C, qué porcentaje total del

peso lleno es oxígeno

23. ¿Cuál es la densidad de una mezcla gaseosa que contiene 4 g de hidrógeno y 32 g de oxígeno a la

temperatura de 7°C y una presión de 1 x 105 Pa?

24. Una muestra de gas metano es recogida sobre agua a 25 °C y 720 torr de presión (presión de vapor de

agua a 25°C igual a 23.7 torr). Si el volumen del gas húmedo recogido es de 2.5 L ¿Cuál será el

volumen del metano seco a presión normal?

25. Dada la ecuación: Amoníaco + oxígeno monóxido de nitrógeno + agua, ¿Cuántos litros de

monóxido de nitrógeno se pueden preparar con 12 L de oxígeno y 10 L de amoniaco en condiciones

normales?

26. Dada la ecuación: óxido férrico hierro atómico + oxígeno, ¿Qué volumen de oxígeno se producen al reaccionar completamente 100 g de hierro? (considere condiciones normales)

27. Dada la ecuación: permanganato de potasio + ácido clorhídrico cloro + cloruro de potasio +

cloruro manganoso + agua. ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesitan para preparar

cloro necesario para llenar un cilindro de 1500 mL a 5 atm de presión y 20 °C?

28. ¿Cuál es el volumen de oxígeno en condiciones normales que se desprende al calentar 100 g de

nitrato de potasio, el cual se reduce a nitrito de potasio?

Nitrato de potasio nitrito de potasio + oxígeno (gas)

29. ¿Cuál es el volumen de hidrógeno medido sobre agua a 25 °C y 750 mm Hg que se desprende al

calentar 1.52 g de silicio con disolución de sosa cáustica? La presión de vapor del agua a 25 °C es de

23.8 mm Hg.

30. Calcular la cantidad de una muestra de giobertita, cuya riqueza en carbonato de magnesio es del

93.8%, que se necesita para obtener 5 litros de dióxido de carbono medidos a 12 °C y 743 mm Hg

por su reacción con un exceso de ácido clorhídrico

Carbonato de magnesio + ácido clorhídrico cloruro de magnesio + dióxido de carbono + agua


CAPÍTULO VI

SOLUCIONES

INTRODUCCIÓN

La mayor parte de las sustancias que encontramos en la vida cotidiana son mezclas, muchas veces de carácter homogéneo. Estas mezclas reciben el nombre de soluciones, siendo el agua su componente

principal. Sin embargo existen diversos tipos de soluciones donde sus componentes pueden ser gaseosos e

inclusive sólidos. La química de las soluciones constituye un apartado muy importante en la comprensión

del mundo que nos rodea, justificándose así su detallado estudio, además de ser una herramienta

imprescindible en el laboratorio no únicamente de Química, sino de otras ciencias experimentales como la

Biología y la Física ya que la mayoría de reacciones químicas ocurren entre los iones y moléculas

disueltas ya sea en agua u otros solventes.

GENERALIDADES

Como ya se había enunciado en el capítulo anterior, en el estado líquido las fuerzas de atracción

molecular son iguales a las fuerzas de repulsión, así también, se determinó varias características del

mismo como la equidimensionalidad de los espacios intermoleculares con respecto al tamaño de la

molécula, su relativa incompresibilidad entre otras.

PROPIEDADES DEL ESTADO LÍQUIDO

El estado líquido posee las siguientes propiedades que lo caracterizan:

a.- Presión de Vapor

En los líquidos a medida que se incrementa la temperatura, se incrementa el escape de moléculas de la

superficie del líquido, estableciéndose un equilibrio entre el líquido y su vapor, debido a que el número de

moléculas que se escapan es igual al de las moléculas que retornan. La presión ejercida por el vapor en

equilibrio con el líquido a una determinada temperatura, se llama PRESIÓN DE VAPOR DEL

LÍQUIDO.

La presión de vapor es un valor característico para cada líquido a una temperatura definida.

Es una propiedad independiente de la cantidad del líquido y constituye una mediad de la tendencia del

líquido a evaporarse, los líquidos de mayor presión de vapor se evaporan con mayor facilidad.

b.- Punto de Ebullición

La temperatura de ebullición de un líquido se relaciona con su presión de vapor. Cuando la presión de

vapor interna de un líquido es igual a la presión externa, el líquido hierve. Por tanto, la temperatura a la

cual la presión del vapor es igual a la presión externa (atmosférica), se denomina PUNTO DE

EBULLICIÓN DEL LÍQUIDO.

Se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN NORMAL DE UN LÍQUIDO a la temperatura a la cual la

presión de vapor del líquido es igual a 1 atmósfera.

La temperatura de ebullición y la presión son directamente proporcionales.


c.- Tensión superficial

Todo líquido opone resistencia a cualquier fuerza que tienda a expandir su superficie. Por esta razón un

líquido tiende a adoptar la forma esférica, ya que una superficie esférica tiene en comparación con el

volumen que encierra un área menor que cualquier otra forma geométrica.

La Tensión Superficial es la propiedad que tiende a juntar las moléculas de la superficie de un líquido

hacia el interior del mismo, el resultado es la disminución de la superficie al mínimo, este fenómeno es

causado por el hecho que dentro del líquido cada molécula es atraída por el resto de las moléculas en todas las direcciones, pero las de la superficie son atraídas únicamente hacia abajo o sea hacia el cuerpo

del líquido, formando estas una especie de membrana superficial templada.

Cuanta mayor sea la fuerza de atracción entre las moléculas, mayor es la tensión superficial.

La Tensión superficial, se define como la fuerza que actúa a lo largo de una distancia de 1 cm en el plano

de superficie que se opone a la expansión, se expresa en Dinas/cm y se simboliza como γ.

d.- Viscosidad

Las fuerzas de atracción que mantiene las moléculas a distancias ínfimas dando a los líquidos suficiente

cohesión, determinan que estos al fluir sobre una superficie produzcan fricción. La resistencia que el

líquido ofrece al flujo se denomina Viscosidad.

La viscosidad depende de la temperatura y de la presión. Disminuye con el aumento de la temperatura y

aumenta con la disminución de la presión.

La unidad de medida de la viscosidad es el POISE (g/cm.s), que por ser una unidad muy grande se usa el

CENTIPOISE (cP).

SOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Las soluciones más simples (llamadas

también Disoluciones) poseen dos componentes, a los cuales se los denomina como Soluto y Solvente.

Soluto: Es el componente que se disuelve o el componente menos abundante en la solución.

Solvente: Es el agente que disuelve, o el componente más abundante en la solución.

PROPIEDADES GENERALES DE LAS SOLUCIONES ACUOSAS

Una solución verdadera es aquella en la que las partículas del soluto son de tamaño molecular o iónico,

generalmente en el intervalo de 0.1 a 1 nm. Las propiedades de una solución verdadera son:

1.- Es una mezcla homogénea de dos o más componentes, soluto y solvente.

2.- Tiene una composición variable; esto es, la relación de soluto a solvente puede variar.

3.- Las partículas de soluto tienen tamaño iónico o molecular.

4.- El soluto permanece distribuido uniformemente en toda la solución y no se asienta con el transcurso

del tiempo.

5.- Generalmente se puede separar el soluto del solvente sólo con medios físicos.

6.- Los solutos pueden ser electrolitos y no electrolitos

- Un electrolito es una sustancia que cuando se disuelve forma una solución que conduce la electricidad.

- Un No electrolito no conduce la electricidad cuando se disuelve en agua.


CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Por los estados físicos de sus componentes

Se distinguen seis tipos de disoluciones de acuerdo a los estados físicos en los cuales se pueden encontrar

sus componentes, los mismos que se describen en la siguiente tabla:

Tabla 6.1. Tipos de disoluciones (Chang, R. 2002; Hein, M. 1992).

Soluto Solvente Estado de la solución Ejemplo

Gas Gas Gas Aire

Gas Líquido Líquido CO2 en agua

Gas Sólido Sólido H2 en paladio

Líquido Líquido Líquido Etanol en agua

Sólido Líquido Líquido NaCl en agua

Sólido Sólido Sólido Bronce (Cu/Zn), soldadura (Sn/Pb)

Por su concentración

La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto disuelto en una cantidad determinada de

solvente o de solución y de acuerdo a ella, las soluciones pueden ser:

Soluciones diluidas y concentradas

Los términos solución diluida describen una solución que contiene una cantidad relativamente pequeña de

soluto disuelto, al contrario, una solución concentrada tiene una cantidad relativamente grande de soluto disuelto.

Soluciones saturadas

Una solución saturada es aquella que contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un

solvente en particular a una temperatura específica.

Es importante citar la temperatura de una solución saturada, porque una solución que está saturada a

determinada temperatura, puede no estarlo a otra.

Soluciones no saturadas

Son aquellas que contienen menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver.

Soluciones sobresaturadas

Contienen más soluto que el que puede haber en una solución saturada. Se caracterizan además por ser

inestables, ya que diversas perturbaciones la pueden conllevar con el tiempo a que el soluto disuelto

forme cristales.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Unidades físicas

Cuando se emplean unidades físicas, las concentraciones de las soluciones se suelen expresar mediante

las siguientes formas:


Porcentaje en peso

⁄

Ejemplo: Se disuelven 2 g de glucosa en 10 g de agua, ¿cuál es la concentración en peso de la glucosa en

la solución resultante?

⁄

Porcentaje en volumen

⁄

Ejemplo: Se mezclan 2 L de benceno en tolueno hasta tener 5 L de solución, ¿cuál es el porcentaje en

volumen del benceno en la solución?

⁄

Porcentaje en peso/volumen

⁄ ( )

( )

Ejemplo: Se disuelven 30 g de NaCl en agua hasta tener un litro de solución, ¿cuál será el porcentaje en peso/volumen de NaCl de la solución?

⁄

Nótese que en este caso, a pesar de no eliminarse las unidades, se expresa el porcentaje de manera

adimensional.

Unidades químicas

Las unidades químicas para expresar la concentración de las soluciones son:

Molaridad (M)

Se define como el número de moles de soluto (n) contenidos en un litro de solución

( )

Como sabemos que:

Entonces:

( )

Ejemplo: ¿Cuál será la molaridad de 3.5 L de una solución que contiene 45 g de hidróxido de calcio?


⁄

Molalidad (m)

Se define como el número de moles de soluto que existen en 1 kg de solvente

De manera similar a la molaridad, tenemos que

Ejemplo: ¿Cuál será la molalidad de 100 mL de una solución que contiene 8 g de HCl si se conoce que su

densidad es de 1.2 g/mL?

Primero determinamos la cantidad en kg de solvente que están contenidos en el volumen dado de

solución, para lo cual utilizamos la densidad dada:

⇒

( )

Y, aplicamos la fórmula de la molalidad

⁄

Normalidad (N)

Se define como el número de equivalentes-químico-gramo (eqq-g) de soluto que existen en un litro de

solución

( )

El equivalente-químico-gramo de una sustancia es la unidad de medida del peso equivalente (también llamado equivalente químico o masa equivalente), por lo que es necesario introducir su definición.

Peso Equivalente

El peso equivalente de un elemento o compuesto, derivado de la ley ponderal de Richter de las

proporciones recíprocas, es la cantidad de elemento o compuesto que se combina o que reemplaza a un

átomo de hidrógeno; el equivalente-químico-gramo del elemento es por tanto, el peso en gramos de él,

que se une o substituye a un átomo de hidrógeno.


Así, una mol de todo elemento o compuesto, posee un número determinado de eqq-g, el mismo que se

determina de acuerdo a las siguientes reglas:

a.- El número de eqq-g contenidos en un mol de un ELEMENTO, es igual a su estado de oxidación.

b.- El número de eqq-g contenidos en un mol de un ÁCIDO es igual al número de hidrógenos

sustituibles.

c.- El número de eqq-g contenidos en un mol de un HIDRÓXIDO es igual al número de grupos OH.

d.- El número de eqq-g contenidos en un mol de una SAL es igual al estado de oxidación del catión.

e.- El número de eqq-g contenidos en un mol de un agente OXIDANTE o REDUCTOR, es igual al

número de electrones que intervienen en la semireacción de oxidación o reducción.

Ejemplos:

¿Cuál será la normalidad de 2 litros de una solución que contiene disueltos 45 g de ácido sulfhídrico?

¿Cuál será la normalidad de 1L de solución que contiene 0.58 moles de ácido nítrico que actúa como

agente oxidante de acuerdo a la siguiente semireacción?

N5+ + 3e- N2+

Formalidad

Se define como el número de pesos fórmula-gramos de un soluto dividido para el volumen en litros de

solución.

( )

La formalidad se encuentra actualmente en desuso y se la empleaba para expresar concentraciones de

soluciones de compuestos de los cuales no se tenía completa certeza de su real fórmula molecular, en

cuyo caso se usaba el término peso fórmula como un análogo al peso molecular, siendo entonces el

número de pesos fórmula-gramos igual a la división de la masa de compuesto para su peso fórmula.

Actualmente con el avance de los métodos cuantitativos y analíticos de laboratorio que permitieron

conocer las verdaderas fórmulas moleculares de los compuestos la formalidad ha sido prácticamente

desplazada por la Molaridad.


CONCENTRACIÓN DE IONES EN SOLUCIÓN

Las soluciones con las que se trabaja en la química a veces involucran compuestos iónicos de los que

resulta importante conocer la concentración de uno de los iones que forman el compuesto, mas no la

concentración total del mismo, y que requieren para su calculo consideraciones especiales.

Ejemplo: ¿Cuál es la concentración molar del ion sodio en 1 litro de solución 0.2M de carbonato de

sodio?

Podemos calcular esa concentración haciendo las siguientes relaciones:

1) Calcular la masa de carbonato de sodio contenidos en el litro de solución 0.2 M

⁄

2) Calcular la molaridad de sodio en el litro de solución a partir de la masa de carbonato de sodio

⁄

Pero, si analizamos detenidamente el problema vemos que la molaridad del sodio es igual al doble de la molaridad del carbonato de sodio, es decir, que multiplicando la molaridad dada inicialmente en el

problema por el subíndice del sodio en la fórmula del carbonato, hubiésemos llegado a la misma

respuesta.

Para comprobarlo, podemos seguir los siguientes pasos:

1) Escribimos la ecuación balanceada de disociación del compuesto iónico

Na2CO3 (s) → 2 Na+(aq)+ CO3

2-(aq)

2) Establecemos la relación molar de sodio con carbonato de sodio de acuerdo a los coeficientes de la ecuación

3) Esta relación (2 a 1) debe mantenerse de acuerdo a la ley de Lavoisier, por lo que es posible igualarla a una relación similar entre la concentración molar del carbonato de sodio con la de

sodio, que es la que desconocemos

4) Operando vamos a obtener que la concentración molar de sodio es igual a 0.4M

Podemos entonces deducir como regla general que “La concentración de un ion en disolución va a ser

igual a la molaridad del compuesto iónico total por el subíndice que posea el ion en la fórmula molecular

del compuesto iónico”.


ESCALA DE GRADOS BAUMÉ

Enunciada por el químico francés Antoine Baumé en 1768, la Escala Baumé da una relación entre la

concentración y su densidad, que aún es usada en la industria química y que expresa la concentración en

grados de la escala.

La escala Baumé equivale en realidad a una escala de densidades tomando como puntos fijos el agua pura

y una disolución a 10% de cloruro de sodio.

Para líquidos más densos que el agua ésta corresponde a 0° Bé y la disolución al 10% de cloruro de sodio

a 10° Bé, mientras que para líquidos menos densos que el agua, tal como disoluciones de amoníaco, se

toman estos valores invertidos, es decir, el agua pura corresponde a 10° Bé, y la disolución del cloruro de

sodio a 0° Bé.

La relación entre los grados Bé y la densidad depende en algo de la temperatura. A 15.55°C o 60°F, se

han establecido las siguientes relaciones:

Líquidos más densos que el agua

Líquidos menos densos que el agua

Donde es la densidad relativa de la solución.

Ejemplo: ¿Cuál será la densidad de una solución de ácido sulfúrico concentrado de 65°Bé? (el ácido es

más denso que el agua)

⇒

DILUCIÓN DE DILUCIONES

Cuando se añade solvente a una determinada cantidad de solución, su volumen aumenta disminuyendo la concentración de la solución, sin embargo la cantidad de soluto permanece constante.

Este principio resulta útil ya que a partir del mismo se deduce lo que es conocido como dilución de

diluciones, que tiene aplicación en la preparación de soluciones a partir de stocks y las titulaciones ácido-

base que se verán posteriormente.

Se establece entonces que la cantidad de soluto en un volumen dado de solución es igual al producto del

volumen y la concentración:

Cantidad de soluto = (volumen de solución)*(concentración de la solución)

Para una condición inicial:

Cantidad de soluto = V1.C1


Para una condición final:

Cantidad de soluto = V2.C2

Por lo tanto, dos soluciones con concentraciones diferentes pero que contienen las mismas cantidades de

soluto están relacionadas entre sí de la siguiente manera:

V1.C1 = V2.C2

Ejemplo: Se posee una solución stock de ácido clorhídrico 1 M, ¿Qué cantidad de la solución stock se

necesitará para preparar 500 mL de una solución 0.15 M del ácido?

V1 = ?

C1 = 1 M

V2 = 500 mL

C2 = 0.15 M

V1.C1 = V2.C2

Se necesitan entonces 75 mL de la solución stock 1 M para preparar 500 mL de una solución de ácido

clorhídrico 0.15 M.

REACCIONES EN SOLUCIÓN ACUOSA

Como se había mencionado al inicio del capítulo, la importancia del estudio de las soluciones radica en

que existe una gran cantidad de reacciones químicas que suceden en medio acuoso, es decir, entre

compuestos químicos contenidos en soluciones distintas que se unen para formar productos de interés

comercial, farmacéutico, entre otros.

Las reacciones que ocurren en solución acuosa pueden agruparse en tres grandes grupos:

- Reacciones de precipitación

- Reacciones ácido-base

- Reacciones de oxidación-reducción

El estudio de cada uno estos grupos de reacciones constituyen apartados distintos en la materia a

desenvolverse, por ejemplo las reacciones ácido-base son el eje de estudio del equilibrio iónico, del cual

se hablará posteriormente, por lo que el presente capítulo abarcará hasta las reacciones de precipitación,

para cuya comprensión es necesario el enunciado de conocimientos previos a tratarse a continuación.

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Son un tipo de reacciones en disolución acuosa que se caracterizan por la formación de un producto

insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la solución. En este tipo de

reacciones por lo general participan compuestos iónicos. Por ejemplo, cuando se agrega una solución

acuosa de nitrato plumboso a una solución acuosa de yoduro de sodio, se forma un precipitado de color

amarillo que es el yoduro plumboso.

Pb(NO3)2(ac) + 2 NaI(ac) PbI2(s) + 2NaNO3(ac)


SOLUBILIDAD

La solubilidad describe la máxima cantidad de un soluto que se puede disolver en una específica cantidad

de solvente en condiciones determinadas.

Con frecuencia se usan otros dos términos para describir la solubilidad: miscible e inmiscible. Los

líquidos que pueden mezclarse y formar una solución son miscibles, mientras que los que no forman

soluciones, es decir que son insolubles entre sí, se llaman inmiscibles, por ejemplo, el alcohol etílico y el agua son miscibles, mientras que el agua y el tetracloruro de carbono son inmiscibles.

Los químicos describen a las sustancias como solubles, ligeramente solubles o insolubles en términos

cualitativos. Se dice que una sustancia es soluble si se disuelve visiblemente una determinada cantidad

cuando se le agrega un solvente, si no es así la sustancia se describe como ligeramente soluble o

insoluble.

En la Tabla 6.2 se clasifican algunos compuestos iónicos como solubles o insolubles.

Tabla 6.2. Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25° C (Chang, R. 2002).

Compuestos solubles Excepciones

Compuestos que contengan iones de metales

alcalinos (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ y el ión

amonio)

Nitratos (NO3-), bicarbonatos (HCO3-) y

cloratos (ClO3-)

Halogenuros (Cl-, Br-, I-)

Sulfatos (SO42-)

Halogenuros de Ag+, Hg2+ y Pb2+

Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Hg2+ y Pb2+

Compuestos insolubles Excepciones

Carbonatos (CO32-), fosfatos (PO4

3-), cromatos (CrO4

2-), sulfuros (S2-)

Hidróxidos (OH-)

Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y el ion amonio

Compuesto que contenga iones de metales

alcalinos y el ion Ba2+

Sin embargo, esta descripción cualitativa, sobre todo en los referidos como compuestos insolubles no

determina que al menos una pequeñísima cantidad del compuesto no sea susceptible de disolverse, como

se verá posteriormente en el equilibrio iónico.

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

Son diversos los factores que pueden afectar la solubilidad de un soluto, siendo los principales los siguientes:

Naturaleza del soluto y del solvente

Las sustancias polares o iónicas tienden a ser más solubles en otras sustancias polares, mientras que las no

polares tienden a ser solubles en otras no polares. Así, los ácidos minerales, las bases y las sales tienden a

ser mucho más solubles en el agua que es polar, que en solventes como el éter, el tetracloruro de carbono

o el benceno, que son esencialmente no polares. De manera similar, el pentano, que es una sustancia no

polar, es ligeramente soluble en agua, mientras que en benceno o éter, es muy soluble.


Presión

Los cambios pequeños en la presión tienen poco efecto sobre la solubilidad de los sólidos en los líquidos,

o de los líquidos en los líquidos, pero tienen un efecto muy marcado en la solubilidad de los gases en los

líquidos. La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión del gas sobre la

solución. Así, la cantidad de un gas que se disuelve en una solución será el doble si la presión de ese gas

sobre la solución sube al doble. Por ejemplo, las bebidas gaseosas contienen dióxido de carbono a

presiones mayores que la atmosférica, siendo por ello que cuando se abre un envase que contiene una

bebida gaseosa se produce el burbujeo del dióxido de carbono que escapa a la atmósfera por el cambio de presión.

Temperatura

La temperatura tiene efectos sobre la solubilidad de la mayor parte de las sustancias, y la mayor parte de

los solutos tienen una solubilidad limitada en un determinado solvente a una temperatura determinada.

Para la gran mayoría de solutos sólidos disueltos en líquidos, un aumento de la temperatura determina un

aumento de su solubilidad como puede observarse en la Figura 6.1.

Figura 6.1. Solubilidad vs. Temperatura de varios compuestos (Saskatchewan University, 2011)

Sin embargo el hecho que aumente la temperatura no siempre conlleva al aumento de la solubilidad de un

compuesto, pues si observamos en la gráfica para los casos del amoníaco y el sulfato de cerio (III), por el

contrario, un aumento de la temperatura, conlleva a la disminución de su solubilidad.


TALLER 6

1.- Demuestre matemáticamente que: #M=N

2.- ¿Cuál es la concentración molar, normal y molal de una solución de nitrato ferroso al 8.82% y

densidad relativa de 1.059?

3.- Se disuelven 40 g de hidróxido de sodio en 400 g de agua. La densidad de la solución resultante es

1.12 g/mL. Calcular a. Concentración de la solución en porcentaje p/p

b. Concentración de la solución en g/L

c. La molaridad, molalidad y la normalidad

4.- ¿Qué cantidad de fosfato de sodio decahidratado se necesitan para preparar 550 g de una solución al

10% de la sal anhidra?

5.- ¿Cuántos LITROS de una solución de fenol al 98% de densidad 1.07 g/mL se necesitarán para

preparar 35000 mL de una solución 1.5 normal de fenol?

6.- ¿Qué volumen de solución 0.4M se alcanza a preparar con 60 mL de nitrato de amonio al 45% cuya densidad es 0.898 g/mL?

7.- Exactamente 4 g de una solución de ácido sulfúrico se diluyeron con agua y se añadió a la misma un

exceso de cloruro de bario. El precipitado de sulfato de bario lavado y seca pesaba 4.08 g. Hallar el

porcentaje de ácido sulfúrico en la solución ácida original.

8.- Cuál es la molaridad de una solución que contiene 16 g de metanol en 200 mL de solución?

9.- Calcular la molaridad y la molalidad de una disolución de ácido sulfúrico de peso específico 1.198 que

contiene 27% de ácido en peso

10.- Un cierto experimento necesita 100 mL de ácido sulfúrico al 20% de peso específico 1.14. ¿Cuánto

ácido concentrado de peso específico 1.84 conteniendo el 98% de ácido sulfúrico en peso debe diluirse

con agua para preparar los citados 100mL?

11.- ¿Qué volúmenes de HCl N/2 y N/10 deben mezclarse para dar 2 litros de HCl N/5?

13.- Se toman 300 mL de una solución de cloruro de magnesio de concentración 3N y se mezclan con 200

mL de otra solución que contiene 0.6 moles del mismo soluto. A esta mezcla se le añaden finalmente 250

mL de agua para obtener una solución C. Según este dato ¿Cuál es la N de la solución final?

14.- Un ácido sulfúrico más denso que el agua de 50 °Bé contiene 62.18% de ácido. La normalidad de

este ácido es igual a

15.- La reacción entre el ácido sulfúrico y el cloruro de bario, produce un precipitado insoluble que es el

sulfato de bario acompañado de ácido clorhídrico:

H2SO4(l) + BaCl2(aq) BaSO4 (s) + HCl(aq)

Si se mezclan 80 mL de una solución 0.15 N de cloruro de bario, con 100 mL de una solución al

98% en peso de ácido sulfúrico y una densidad de 1.6 g/cm3.

Calcular:

a) La ecuación balanceada b) El reactivo limitante de la reacción

c) La cantidad de sulfato de bario que se formaría

d) La cantidad de ácido clorhídrico que se formaría

e) La densidad de la solución resultante (supónganse volúmenes aditivos y más densa que el

agua) si se conoce que tiene 15.53 °Bé


f) La molaridad, la normalidad y la molalidad de la solución resultante tomando en cuenta

como soluto al sulfato de bario (suponga volúmenes aditivos)

g) La presión de vapor de la solución considerando que la presión del agua pura a 20°C es de

17.53 mm de Hg.

16.- Calcular la masa de ácido clorhídrico al 39% de pureza (39% en peso de ácido puro) que se necesita

para preparar cloro suficiente para llenar un cilindro de 3500 mL de capacidad a una presión de 200 atm y

a la temperatura de 0°C, cuando el HCl reacciona con el dióxido de manganeso (HCl + MnO2 Cl2 +

MnCl2 + H2O)

17.- Se quieren preparar 250 mL de una solución de permanganato de potasio al 10% cuya densidad es

igual a 1.04 g/cm3. Calcular:

a) La masa de permanganato necesaria para preparar la solución

b) La molaridad de la solución

La normalidad, suponiendo que el permanganato de potasio actúa como agente oxidante de la siguiente

manera KMn(7+)O4 + H+ Mn2+


CAPÍTULO VII

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

INTRODUCCIÓN

Se denominan propiedades coligativas a aquellas que dependen únicamente del número de moléculas de soluto disueltas y no de la naturaleza del soluto y del solvente. Todas estas propiedades tienen un mismo

origen, todas dependen del número de partículas de soluto presentes, independientemente de que sean

átomos, iones o moléculas.

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas son:

- Disminución de la presión de vapor

- Elevación del punto de ebullición

- Disminución del punto de congelación

- Presión osmótica

DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR

Si un soluto es no volátil (es decir, no tiene una presión de vapor que se pueda medir), la presión de vapor

de sus disoluciones siempre es menor que la del disolvente puro. Así, la relación entre la presión de vapor

de la solución y la presión de vapor del disolvente puro depende de la concentración de soluto en la

disolución. Esta relación se expresa por la ley de Raoult.

Ley de Raoult: Establece que la presión parcial de un disolvente en una disolución (P1), está dada por la

presión de vapor del disolvente puro ( ), multiplicada por la fracción molar del disolvente de la

solución, (X1).

En una solución que contenga un solo soluto, , donde X2 es la fracción molar del soluto. Por

tanto, la anterior ecuación puede rescribirse como:

( )

Que operando resulta en

Se observa que la disminución en la presión de vapor, , es directamente proporciona a la concentración

del soluto (medida en fracción molar).

Ejemplo: a 25°C la presión de vapor del agua pura es 23.76 mmHg y la de una dilución acusa de úrea es

22.98 mmHg. Calcule la molalidad de la disolución.

( ) ( )

Por definición (capítulo V), la fracción molar del soluto va a ser igual a:


Donde n1 y n2 son los números de moles del solvente y el soluto respectivamente.

Calculamos el número de moles de 1kg de agua:

Despejamos de la ecuación de la fracción molar de soluto, el número de moles de soluto y remplazamos

los datos

( )

( )

Por tanto la concentración de la disolución de urea es 1.89 m.

ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

Como se había mencionado en el capítulo VI, el punto de ebullición de una disolución es la temperatura a

la cual su presión de vapor iguala a la presión atmosférica externa. Debido a que la presencia de un soluto

no volátil disminuye la presión de vapor de una disolución, también debe afectar el punto de ebullición de

la misma. En la figura 7.1 se presenta el diagrama de fases del agua y los cambios que ocurren en una

solución acuosa.

Figura 7.1. Diagrama de fases que muestra el aumento del punto de ebullición y la disminución del punto

de congelación de soluciones acuosas. Las curvas punteadas pertenecen a la solución y las continuas al

solvente puro (Chang, R. 2002)

Debido a que a cualquier temperatura la presión de vapor de la solución es menor que la del solvente

puro, independientemente de la temperatura, la curva líquido-vapor para la solución siempre está por

debajo de la del solvente puro. Como consecuencia, la intersección de la curva punteada líquido-vapor y

la línea horizontal que marca P = 760 mmHg (1 atm) ocurre a una temperatura mayor que el punto de

ebullición normal del solvente puro. Este análisis gráfico muestra que el punto de ebullición ( ) se

define como el punto de ebullición de la solución ( ) menos el punto de ebullición del solvente puro

( ):


El valor de es proporcional a la disminución de la presión de vapor y también es proporcional a la

concentración (molalidad) de la solución, es decir:

Donde m es la molalidad de la solución y Kb es la constante molal de elevación del punto de ebullición.

Las unidades de Kb son °C/m, y expresa la elevación teórica del punto de ebullición de un solvente en

una solución molal de un soluto no volátil.

DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

La disminución del punto de congelación ( ) se define como el punto de congelación del solvente puro

( ) menos el punto de congelación de la solución ( )

De manera similar al aumento del punto de ebullición, es proporcional a la concentración de la

solución:

Donde Kf es la constante molal de la disminución del punto de congelación, cuyas unidades son

igualmente °C/m.

Ejemplo: El etilenglicol (C2H6O2) es un anticongelante común para automóviles, soluble en agua y no

volátil. Se conoce que las constantes molales de elevación del punto de ebullición y de disminución del

punto de congelación del agua son iguales a 0.52 y 1.86 °C/m respectivamente. Calcule el punto de

congelación y ebullición de una solución que contiene 651 g de etilenglicol 2505 g de agua.

Primero calculamos la molalidad de la solución:

A partir de la ecuación de disminución del punto de congelación, calculamos la temperatura a la cual se

congelará la solución:

Debido a que el agua se congela a 0°C, el punto de congelación de la disolución será:

0°C - 7.79°C= -7.79°C

Y finalmente, a partir de la ecuación de elevación del punto de ebullición, calculamos la temperatura a la

cual hervirá la solución:


De manera similar, conociéndose que el punto de ebullición del agua es igual a 100°C, el punto de

ebullición de la solución será igual a:

100°C + 2.18°C = 102.18 °C

PRESIÓN OSMÓTICA

La ósmosis es un proceso que consiste en el paso selectivo de moléculas del solvente de una solución a

través de una membrana porosa desde una disolución diluida hacia una de mayor concentración, como se

observa en la figura 7.2. El compartimiento de la izquierda contiene solvente puro, mientras que el de la

derecha tiene una solución de azúcar. Ambos compartimientos se encuentran separados por una

membrana semipermeable que permite el paso de moléculas de solvente más no de soluto. Al principio el

nivel en ambos compartimentos es el mismo, pero a medida que transcurre el tiempo, las moléculas de

solvente del compartimento de la izquierda pasan al de la derecha hasta alcanzar un equilibrio.

Figura 7.2. Proceso de ósmosis

La presión osmótica (π) de una solución, entonces, se define como la presión que se requiere para detener

la ósmosis y está expresada por la ecuación:

Donde:

M = Molaridad de la solución

R = Constante universal de los gases

T = Temperatura

Ejemplo: Se conoce que la presión osmótica de una solución de urea es igual a 30 atm cuando esta se

encuentra a 25°C. ¿Cuál sería la molaridad de la solución?

( )


TALLER 7

1.- Calcular los puntos de ebullición de dos soluciones de urea CO(NH2)2 al 10 y 15% en peso (la

constante molal de ebullición del agua es Kb=0.52°C/m)

2.- Se disuelven 0.704 g de un ácido orgánico en 29.54 g de benceno, descendiendo el punto de

congelación de la solución en 1.02°C con respecto al solvente puro. Hallar el peso molecular del ácido

orgánico disuelto y sus fórmulas mínima y máxima si se conoce que la composición porcentual del

compuesto es: 40% de carbono, 53.33% de oxígeno y 6.67% de hidrógeno (constante molal de congelación del benceno es Kf=5.12 °C/m)

3.- ¿Cuál es la presión osmótica de un litro de solución que contiene disueltos 145.23 g de glucosa

(C6H12O6) a 58.3°C?

4.- Se posee una solución al 14.1% de glucosa, si a 23o C la presión de vapor de la disolución es de 20.73

mm de Hg y la del agua pura de 21.07 mm de Hg. Hallar el peso molecular de la glucosa


CAPÍTULO VIII

EQUILIBRIO QUÍMICO

INTRODUCCIÓN

El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios durante el tiempo transcurrido. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen

constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. Sin embargo a nivel

molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos siguen formando moléculas

de productos, y éstas a su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos. El objetivo de este capítulo

es el estudio de tales procesos dinámicos.

REACCIONES REVERSIBLES

Hasta el momento hemos considerado que las reacciones químicas se llevan a cabo como que los

reactivos conducen a los productos. Sin embargo, teóricamente, todas las reacciones químicas son reversibles, es decir que existe la posibilidad de que los átomos de las moléculas resultantes de la reacción

se reagrupen nuevamente para formar las moléculas de los reaccionantes.

La interconversión entre el dióxido de nitrógeno y el tetraóxido de dinitrógeno es un ejemplo de la

reversibilidad de una reacción:

( ) → ( )

( ) → ( )

Estas dos reacciones pueden representarse por una sola flecha doble ( ):

( ) ( )

Una reacción química reversible es aquella en las que los productos que se forman reaccionan produciendo los reactivos originales.

VELOCIDADES DE REACCIÓN

Toda reacción tiene una velocidad a la que se lleva a cabo, siendo la cinética química la parte de la

química que se encarga de su estudio pormenorizado.

La velocidad de reacción es variable y depende de la concentración de los reaccionantes, la temperatura,

presencia de catalizadores, luz, presión entre otros factores.

Consideremos la reacción hipotética:

A + B C + D (Reacción directa)

C + D A + B (Reacción inversa)

En la que es necesario el choque entre A y B para que se efectúe dicha reacción. La velocidad a la cual

reaccionan A y B depende de la concentración de las moléculas de ambas especies presentes; a medida

que se lleva a cabo la reacción, sus concentraciones disminuyen, por lo que la velocidad de la reacción

también disminuirá. Si la reacción es reversible, la velocidad de la reacción inversa es cero al inicio, y

aumenta gradualmente a medida que aumentan las concentraciones de C y D.


EQUILIBRIO QUÍMICO

Cualquier sistema en equilibrio representa un estado dinámico en el que se llevan a cabo dos o más

procesos opuestos al mismo tiempo y a la misma velocidad. Esto quiere decir que cuando la velocidad de

la reacción directa es igual a la de la reacción inversa, existe un estado de equilibrio químico como se

muestra en la Figura 8.1.

Figura 8.1. Representación del equilibrio químico (Saskatchewan University, 2011)

Por ejemplo, una solución saturada de cloruro de sodio es un estado en equilibrio:

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-

(aq)

Los cristales de sal se disuelven continuamente, y los iones de sodio y cloro se cristalizan continuamente,

llevándose ambos procesos a la misma velocidad.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Keq)

Los químicos han encontrado que existe una relación matemática entre la concentración de los

reaccionantes y los productos una vez que una reacción química ha alcanzado el equilibrio, la misma que es independiente de la concentración inicial de los participantes.

Para cualquier reacción en general:

aA + bB cC + dD

La constante de equilibrio se describe como:

[ ] [ ]

[ ] [ ]

Donde Keq es la constante de equilibrio de la reacción reversible, y las letras entre corchetes, las

concentraciones molares de los reaccionantes y productos elevados a una potencia igual a los respectivos

coeficientes de la ecuación que describe la reacción.

Esta ecuación es conocida como la Ley de acción de masas, enunciada por los químicos noruegos

Guldberg y Waage (1864), que establece que: para una reacción reversible en equilibrio y a una

temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un

valor constante.

Ejemplo: Teniéndose la ecuación:

H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g)


Si se conoce que las concentraciones en el equilibrio son:

[H2] = 0.022 M

[I2] = 0.022 M

[HI] = 0.156 M

¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio?

[ ]

[ ] [ ]

El valor de la Keq, que no tiene unidades, es una constante para cualquier reacción química, y su valor no

cambia a menos que la temperatura del sistema cambie, y como se mencionó, no depende de la

concentración inicial de los participantes.

Tomando en cuenta el ejemplo propuesto, en la Tabla 8.1. se muestran los valores de Keq para distintas

concentraciones de los reaccionantes y el producto.

Tabla 8.1. Valores experimentales de Keq para distintas concentraciones de reaccionantes y producto en la reacción de formación de ácido yodhídrico (Saskatchewan University, 2011).

Ensayo [HI] [ H2] [ I2] Keq

1 0.156 0.0220 0.0220 50.3

2 0.750 0.106 0.106 50.1

3 1.00 0.820 0.0242 50.4

4 1.00 0.0242 0.820 50.4

5 1.56 0.220 0.220 50.3

CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE PRESIONES PARCIALES (Kp)

En muchos sistemas gaseosos es más conveniente expresar las concentraciones de los gases en función de las presiones parciales. Entonces la constante de equilibrio se designa normalmente por Kp, quedando

entonces:

Para cualquier reacción en general:

aA + bB cC + dD

La constante de equilibrio de presiones parciales se describe como:

Donde es la presión parcial del gas A elevado al coeficiente que posea en la ecuación balanceada, y así

sucesivamente.

RELACIÓN ENTRE Keq y Kp

Supongamos el siguiente equilibrio en fase gaseosa

aA(g) bB(g)

La constante de equilibrio Keq está dada por:


[ ]

[ ]

Mientras que Kp estaría dada por

Si se supone un comportamiento de gas ideal:

Entonces:

( )

( )

( )

( ) ( )

Ahora, tanto nA/V como nB/V tienen unidades de mol/L, se puede sustituir por:

[ ]

[ ] ( )

( )

Donde = moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos.

EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS

El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se

encuentran en la misma fase. Tomando como ejemplo nuevamente la reacción del tetraóxido de

dinitrógeno:

( ) ( )

A 25°C tanto el reaccionante como el producto se encuentran es fase gaseosa, y su Keq va a ser igual a:

[ ]

[ ]

Y su Kp va a ser igual a:

EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS

Este tipo de equilibrios se presentan cuando en una reacción reversible los reaccionantes y los productos

se encuentran en distintas fases. Por ejemplo, cuando el carbonato de calcio se calienta en un recipiente

cerrado, se establece el siguiente equilibrio:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)


Los dos sólidos y el gas constituyen fases distintas. La constante de equilibrio se puede expresar como:

[ ][ ]

[ ]

Sin embargo, como la concentración, al igual que la densidad, es una propiedad intensiva, las concentraciones de óxido de calcio y carbonato de calcio pueden combinarse con la constante de

equilibrio:

[ ]

[ ] [ ]

Donde la constante de equilibrio “real” queda en función de una sola concentración, la de CO2.

EQUILIBRIOS MÚLTIPLES

Las reacciones hasta el momento estudiadas son relativamente simples. Pero, existen sistemas en

equilibrio más complicados en los que las moléculas de producto de un equilibrio participan en un

segundo proceso de equilibrio.

A + B C + D

C + D E + F

Los productos C y D, formados de la primera reacción, reaccionan a su vez para formar los productos E y

F. En el equilibrio, es posible expresar por separado dos constantes de equilibrio:

[ ] [ ]

[ ] [ ]

Y

[ ] [ ]

[ ] [ ]

La reacción global está dada por la suma de las dos reacciones:

A + B C + D

C + D E + F

--------------------------------

A + B E + F

Siendo entonces la constante de equilibrio Kep para esta reacción:

[ ] [ ]

[ ] [ ]

Lo cual es posible obtener multiplicando y

:

[ ] [ ]

[ ] [ ] [ ] [ ]

[ ] [ ] [ ] [ ]

[ ] [ ]

Por tanto

Generalizando, tenemos que: si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones,

la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de

equilibrio de las reacciones individuales.


PREDICCIÓN DE LA DIRECCIÓN DE UNA REACCIÓN

Para las reacciones que no han logrado alcanzar el equilibrio, al sustituir las concentraciones iniciales en

la expresión de la constante de equilibrio se obtiene un cociente de reacción (Qeq) en lugar de la constante

de equilibrio. Para determinar en qué dirección procederá la reacción neta para llegar al equilibrio, se

comparan los valores de Qeq y Keq, lo que da lugar a tres posibles situaciones:

Qeq Keq: La relación entre las concentraciones iniciales de participantes en la reacción es muy grande, por lo que para alcanzar el equilibrio, los productos deben transformarse en reactivos, es decir que se

producirá una reacción inversa hasta alcanzar el equilibrio.

Qeq = Keq: La reacción se encuentra en equilibrio

Qeq Keq: La relación entre las concentraciones iniciales de productos y de reactivos es muy pequeña.

Para alcanzar el equilibrio los reactivos deben convertirse en productos, por lo que se producirá una

reacción directa.

CÁLCULO DE LAS CONCENTRACIONES DE EQUILIBRIO

Si se conoce la constante de equilibrio para una reacción dada, es posible calcular las concentraciones de

la mezcla en equilibrio, a partir de las concentraciones iniciales. De hecho es frecuente que solo se

proporcionen las concentraciones iniciales de los reactivos.

NOTA: No se han incluido ejercicios de ejemplo en la presente guía, por lo que será responsabilidad del

estudiante de tomar los apuntes de los ejercicios a resolverse en clase.

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO

El equilibrio químico representa un balance de concentraciones delicado, que es susceptible de verse

afectado por diversos factores.

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

El principio de Le Chatelier ayuda a predecir en que dirección se desplazará una reacción en equilibrio

cuando existen cambios de concentración, presión, volumen o temperatura, y dice:

“Si un sistema en equilibrio es sujeto de tensión externa, el equilibrio se desplazará para eliminar los

efectos de esa tensión”.

Entendemos entonces por tensión, a factores como:

Concentración

Presión

Volumen

Temperatura

Catalizadores.


BIBLIOGRAFÍA

Avilés, José. (2010). Solucionario de los Problemas de la Química de Ibarz. Tecnilibro. Ecuador Chang, Raymond. (2007). Química. McGraw-Hill. 7ma. Ed. México Chang, Raymond. (2002). Química. McGraw-Hill. 5ta. Ed. México Escobar, Luis. (2003). Química General. Escuela Politécnica del Ejército. Ecuador. ETS. (2007). Guía de Estudios para el EXADEP. Educational Testing Service. USA. Hein, Morris. (1992). Química. Editorial Iberoamericana. México. Himmelblau, David. (1997). Principios Básicos y Cálculos en Ingeniería Química. Prentice Hall. México Ibarz, José. (1982). Problemas de Química General. Editorial Marín. España Rosemberg, Jerome. (1966). Química General. McGraw – Hill. México.

Colegio San Gabriel i

ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS

Las siguientes actividades están previstas a ser resueltas por los estudiantes en casos fortuitos en que el

docente lo crea conveniente (como actividad complementaria en la formación del estudiante), o en

ocasiones de fuerza mayor en que el docente se vea obligado a faltar a clases, siendo en este último caso

el dirigente de curso el encargado de comunicar que actividad o actividades aquí escritas se realizarán.

ACTIVIDAD I: LECTURA COMPRENSIVA

Responda en la hoja de respuestas adjunta.

Preguntas 1-5

5 10 15 20 25 30 35 40

Los tornados se hallan entre los fenómenos naturales más violentos del planeta; cerca de mil tocan tierra en los Estados Unidos cada año, más que en cualquier otro país, causando daños anuales de más de 400 millones de dólares. Algunos son débiles y duran sólo unos segundos, otros se precipitan por más de una hora. Por definición, los tornados son columnas de aire que giran y se extienden desde protuberantes nubes hasta el suelo. Exactamente cómo y por qué se forman, y qué los impulsa, es algo que se conoce sólo parcialmente. Sin embargo, se conoce la mayoría de los pasos que dan: una columna de aire ascendente se forma en los límites de masas de aire que difieren en humedad y temperatura. Luego los vientos cortantes—que soplan en direcciones cruzadas a diferentes alturas— propician la rotación de la corriente ascendente. Esas condiciones producen un mesociclón, una enorme columna de aire en rotación que da lugar a la mayoría de los tornados. A su vez, el mesociclón es parte de una supercelda aun mayor, una tormenta eléctrica de larga duración con nubes de bases bajas y corrientes ascendentes y persistentes. Nadie ha entendido por completo la dinámica de los tornados, pero algunos ingredientes parecen esenciales para que emerjan estos torbellinos: aire cálido y húmedo cerca del suelo, aire más frío arriba y vientos cortantes que cambian de dirección y velocidad con la altura. El 40 por ciento de los tornados de los Estados Unidos se produce en las Planicies Centrales, de marzo a julio, cuando aire fresco y seco baja del noroeste, de las Montañas Rocosas, y choca con las corrientes subyacentes cálidas y húmedas provenientes del sudeste, del Golfo de México. En estos espacios abiertos se pueden observar superceldas completas, algunas de hasta 50 kilómetros de diámetro, escupiendo lluvia y granizo, con una parte superior en forma de coliflor que en ocasiones estalla en la estratosfera. Con la ayuda de un conjunto de radares de fases múltiples, los meteorólogos están empezando a entender la dinámica de los tornados, lo que les permitirá dar alertas más anticipadas.

ii Prof. Mauricio Moreno

1. ¿Cuál de los siguientes títulos sería más apropiado para este texto?

(A) Los tornados: la destrucción que dejan atrás

(B) Cómo los meteorólogos descubrieron la dinámica de los tornados

(C) Características y comportamiento de los tornados

(D) Condiciones propicias para que se produzcan los tornados

2. ¿Qué se puede inferir del texto acerca de la fuerza de un tornado?

(A) Puede variar mucho de un tornado a otro. (B) Depende de la altura del mesociclón.

(C) Es muy difícil de medir.

(D) Disminuye cuando el tornado toca la tierra.

3. Según el texto, ¿qué fenómeno hace que una columna de aire ascendente gire?

(A) Las cargas eléctricas que se producen en la supercelda

(B) Las diferencias de temperatura y humedad entre dos masas de aire

(C) La interacción entre vientos a diferentes alturas

(D) La precipitación de lluvia y granizo que choca contra el aire seco

4. El autor sugiere que muchos tornados ocurren en las Planicies Centrales debido a que (A) las Planicies están ubicadas entre las Montañas Rocosas y el Golfo de México

(B) en los espacios abiertos de las Planicies no hay nada que impida los vientos

(C) durante la primavera el aire sobre las Planicies es extremadamente seco

(D) las Planicies yacen en la trayectoria de muchas tormentas provenientes del Golfo de México

5. ¿Cuál de los siguientes NO es un elemento esencial para que se produzcan tornados?

(A) El cambio de velocidad de los vientos

(B) Temperaturas cálidas cerca del suelo

(C) El aire frío en las regiones elevadas

(D) Largos períodos de clima seco

Preguntas 6 – 13

5 10 15 20

Mi casa es profunda y ramosa. Tiene rincones en los que, después de tanta ausencia, me gusta perderme y saborear el regreso. En el jardín han crecido matorrales misteriosos y fragancias que yo desconocía. El álamo que planté en el fondo y que era esbelto y casi invisible es ahora adulto. Su corteza tiene arrugas de sabiduría que suben al cielo y se expresan en un temblor continuo de hojas nuevas en la altura. Los castaños han sido los últimos en reconocerme. Cuando llegué se mostraron impenetrables y hostiles con sus enramadas desnudas y secas, altos y ciegos, mientras alrededor de sus troncos germinaba la penetrante primavera de Chile. Cada día fui a visitarlos pues comprendía que necesitaban mi homenaje, y en el frío de la mañana, me quedé inmóvil bajo las ramas sin hojas hasta que un día un tímido brote verde, muy lejos en lo alto, salió a mirarme y luego vinieron otros. Así se transmitió mi aparición a las desconfiadas hojas escondidas del castaño mayor que ahora me saludan con orgullo pero ya acostumbradas a mi retorno. La biblioteca me reserva un olor profundo de invierno y postrimerías. Es entre todas las cosas la que más se impregnó de ausencia. Este aroma de libros encerrados tiene algo mortal

Colegio San Gabriel iii

25 30

que se va derecho a las narices y a los vericuetos del alma porque es un olor a olvido, a recuerdo enterrado. Junto a la vieja ventana, frente al cielo andino blanco y azul, por detrás de mí siento el aroma de la primavera que lucha con los libros. Estos no quieren desprenderse del largo abandono, exhalan aún rachas de olvido. La primavera entra en las habitaciones con vestido nuevo y olor a madreselva.

6. El tema central de este pasaje es

(A) el olvido

(B) el retorno

(C) el misterio

(D) la belleza

7. En la primera oración, la palabra “ramosa” (línea 1) podría significar que la casa

(A) es muy antigua

(B) está abandonada

(C) se divide en varias partes (D) está rodeada de árboles frondosos

8. Según el pasaje, las arrugas del árbol (líneas 6-8) NO sugieren (A) vejez

(B) experiencia

(C) crecimiento

(D) fealdad

9. El empleo de las frases “arrugas de sabiduría” (línea 6), “penetrante primavera” (línea 13)

y “tímido brote verde” (línea 16) permite inferir que la experiencia del autor es

(A) ambigua (B) moral

(C) sensorial

(D) traumática

10. Después del retorno, ¿dónde se manifestó más la ausencia del narrador?

(A) En los rincones de la casa

(B) En las ramas de los árboles

(C) En los matorrales del jardín

(D) En los libros de la biblioteca

11. Según el autor, ¿cómo le indican los castaños que han aceptado su retorno?

(A) Al sacudir sus ramas al aire libre (B) Al quedarse inmóviles cuando lo ven

(C) Al saludarlo con sus nuevas hojas

(D) Al mostrarse impenetrables bajo su mirada

12. ¿Dónde en el pasaje hace referencia el autor a una cadena de montañas?

(A) Líneas 6-8

(B) Líneas 9-13

(C) Líneas 27-29

(D) Líneas 29-32

13. ¿Cuál de los siguientes términos mejor describe el tono del pasaje? (A) Divertido

(B) Lírico

(C) Irónico

(D) Crítico

Preguntas 14 – 20

iv Prof. Mauricio Moreno

5 10 15 20 25 30

En el mundo orgánico, con su adaptación al medio, hay cambios periódicos muy diversos. Ya en el reino vegetal encontramos no sólo cambios estacionales, sino también cambios diurnos: el fototropismo del girasol, las distintas posiciones, diurna y nocturna, de las leguminosas, la hora fija del día en que se abren ciertas flores, etcétera. En los animales hay, además, cambios inducidos artificialmente. Se han hecho experimentos de adiestramiento con abejas y hormigas, peces y pájaros, fijándoles un horario de alimentación: vuelven entonces diariamente, a la hora prefijada, para alimentarse. Ya Pavlov señaló (tras sus experimentos de salivación con los perros) que el tiempo es un estímulo condicional. Sería interesante analizar estos ritmos vitales en el ser humano bajo condiciones tales como el aislamiento del medio durante semanas, en los experimentos submarinos de Cousteau o en el Skylab. Son conocidas las perturbaciones causadas en la alimentación y el reposo por los viajes en avión. Con todo, el ser humano es capaz de acostumbrarse a nuevos horarios, por cuanto esos ritmos son adquiridos. La prueba está en que el recién nacido duerme y reclama su alimento sin preferencia por el día o la noche. A medida que crece, el niño se va acostumbrando a ritmos de comer y dormir que podrían llamarse sociales. Está demostrado que, manipulando la temperatura, incluso algunos ritmos innatos pueden ser sincronizados con un ritmo exterior. Esto confirma que el ser humano es un ser plástico o moldeable y que seguramente todo es cuestión de encontrar los procedimientos eficaces para modificar su naturaleza.

14. ¿Cuál de los siguientes títulos refleja mejor el contenido del pasaje?

(A) Cambios periódicos innatos en el mundo orgánico

(B) La luz y su efecto en los cambios periódicos del mundo orgánico

(C) Cambios periódicos innatos y cambios adquiridos en el mundo orgánico

(D) El tiempo y el mundo orgánico

15. La idea principal del pasaje es que

(A) los ritmos periódicos de origen externo al organismo se pueden interiorizar

(B) todos los reflejos condicionados son cambios periódicos (C) hay ritmos periódicos de origen social en el mundo orgánico

(D) un organismo aislado de su ambiente modifica todos sus cambios periódicos innatos o adquiridos

16. Según el pasaje, ¿cuál de los siguientes cambios periódicos NO tiene causas artificiales?

(A) La hora de salivación de los perros de Pavlov

(B) El horario de alimentación de la tripulación de un submarino

(C) El fototropismo de flores como el girasol

(D) El horario de descanso de una niña de diez años

17. Según el pasaje, los ritmos de alimentación y descanso del ser humano son

(A) alterables, pero con perturbaciones (B) innatos y, por lo tanto, estables

(C) una manifestación de las tendencias personales

(D) predominantemente estacionales y naturales

18. Al hablar de “aislamiento del medio” (línea 16), el pasaje NO implica que

(A) hay en los organismos cambios periódicos totalmente independientes de la realidad externa

Colegio San Gabriel v

(B) los cambios periódicos del medio ambiente dan origen a actividades también periódicas en los

organismos

(C) una regulación de origen inicialmente exterior puede causar una regulación interior

(D) los cambios periódicos de los organismos son en gran parte una adaptación al medio ambiente

19. ¿Cuál de los presuntos resultados siguientes de unos experimentos submarinos sería

incompatible con las ideas propugnadas en el pasaje?

(A) Se alteraron el pulso y la temperatura.

(B) Algunos cambios periódicos de origen artificial se mantuvieron intactos. (C) Todos los cambios periódicos del organismo permanecieron inalterados.

(D) Algunos cambios periódicos innatos se alteraron con las estaciones.

20. Según el autor, la manipulación de la temperatura le permite al ser humano

(A) distinguir entre los ritmos diurnos y nocturnos

(B) adaptarse al aislamiento durante semanas

(C) modificar algunos de sus ritmos innatos

(D) responder a estímulos condicionales

Pregunta 21 – 26

5 10 15 20 25 30 35

En la esquina sur de Colombia, en la orilla occidental del departamento de Nariño, se encuentra el parque nacional de Sanquianga, donde se encuentran los bosques de manglar más extensos y más ricos del mundo. Estos manglares son también la cuna de importantes especies que habitan el océano Pacífico. Con el objeto de proteger estos bosques y de proteger así la cadena alimenticia del litoral, los bosques de 80.000 hectáreas fueron declarados como parque nacional en 1977. Los habitantes del manglar están ceñidos a las pautas de comportamiento del mar; este territorio está regido por pronunciadas mareas determinadas por la atracción gravitatoria de la Luna y del Sol. Cuando la marea sube, las aguas marinas alcanzan hasta 35 kilómetros adentro de la costa, hasta tal punto que represan los ríos y los obligan a salirse de sus lechos. Cuando la marea baja, son entonces los ríos los que colonizan los territorios marinos. Todo este intercambio no sólo crea las condiciones para la existencia de los manglares más ricos del planeta, sino que también condiciona la forma de vida de los habitantes del lugar. Infinidad de peces componen la costa del manglar, haciendo que la pesca sea la industria más importante de la región. Abundan los róbalos, los pargos, los camarones y las almejas de mangle, así como los cangrejos y las tortugas. En los esteros y las lagunas del manglar vive el “pez tambor” que allí se utiliza para tratar el asma, y el “lenguado”, un pez muy plano que se camufla en el fondo. En sus bosques habitan las serpientes “petaconas” y la araña del manglar que teje su red en las ramas. Entre las raíces se encuentran los moluscos comestibles y los caracoles del manglar. Las tortugas vienen a desovar en la playa en agosto; en ocasiones ponen sus huevos muy abajo y la marea no permite que se

vi Prof. Mauricio Moreno

40 45 50

desarrollen, así que los lugareños los reubican para ver nacer cientos de tortuguitas. El mangle más grande se llama el “mangle corazón”; sus raíces son enormes, tiene un fuste rojo y zancos muy altos; los lugareños lo usan para elaborar las quillas de los barcos. Muchas de las plantas de la región son utilizadas por los habitantes de la región como plantas medicinales; entre ellas la flor roja del escancel que se utiliza para combatir el paludismo. El parque Sanquianga es un lugar ideal ya que contiene un ecosistema valioso y una fauna y flora exóticas, combinado con intensos atardeceres de acuarela y olas juguetonas.

21. ¿Por qué razón fue declarado el parque Sanquianga un parque nacional?

(A) Para controlar la industria de la pesca

(B) Para atraer a un turismo más extenso

(C) Para preservar el ecosistema existente

(D) Para promover el cultivo de flores exóticas

22. ¿Cuál de las siguientes es una de las consecuencias de las pronunciadas mareas?

(A) Inundaciones que desgastan los minerales de sus suelos

(B) La prevención del desarrollo de una fauna exótica

(C) Situaciones propicias al desarrollo del asma en los habitantes de la región

(D) Condiciones benéficas para la existencia de una gran variedad de seres marinos

23. ¿Por qué mueven los lugareños los huevos de las tortugas?

(A) Para colocarlos donde puedan ver nacer las tortuguitas

(B) Para alejarlos de la marea y así permitir su crecimiento

(C) Para protegerlos de los predatores de la región (D) Para alentar a las tortugas para que pongan más huevos

24. ¿Cómo se podría describir el tono de este pasaje?

(A) Intrincado

(B) Directo

(C) Retórico

(D) Pedante

25. ¿Dónde tiene aplicaciones el mangle?

(A) En la construcción de botes

(B) En la elaboración de esencias

(C) En la preparación de alimentos (D) En la confección de textiles

26. ¿Cuál de las siguientes frases podría substituirse por “están ceñidos a las pautas del

comportamiento del mar” sin cambiar la intención del autor?

(A) se entrenan rigurosamente para combatir la fuerza del mar

(B) adaptan su conducta al de la fauna marina

(C) aprenden todo lo posible acerca del mar

(D) se ajustan a los ritmos marítimos

Preguntas 27 - 32

5

“La angustia existencial me acompaña desde que despertó mi conciencia”, escribió en una ocasión Edvard Munch. Toda su vida transitó por el borde del abismo entre el genio y la locura. Pero precisamente a causa de su atormentada visión interior, las imágenes

Colegio San Gabriel vii

10 15 20 25 30 35

que trasladó al lienzo o al papel tienen una calidad obsesionante, rara vez igualada. Heraldo del expresionismo—el movimiento artístico que utiliza la distorsión y el manejo dramático del color y de la línea para ayudarnos a entender las emociones humanas—Munch pintó “las imágenes interiores del alma, las imágenes del reverso de mi ojo”. Plasmó en forma impresionante los espacios psíquicos entre los seres humanos. Para recrear un estado de ánimo y acentuar su impacto, empleó rojos coléricos, verdes ponzoñosos, azules místicos y ominosas sombras negras. En la obra más famosa de Munch, El grito, el trasfondo de nubes sanguinolentas amenaza a una doliente figura sobrecogida de algún horror ignoto. En abril de 1889 Munch expuso 110 de sus cuadros en la primera exposición individual ofrecida por un artista noruego. “Pintaré a gente llena de vida que en mis cuadros respire, sienta, sufra y ame”, proclamó entonces. “La gente entenderá lo sagrado que hay en ella, se quitará el sombrero ante ella.” Después de 1892 Munch se estableció en Berlín, y allí gestó la idea de lo que sería su Friso de la vida. Esta serie—especie de autobiografía pictórica— mostraría las alegrías y los sufrimientos del ser humano en las distintas etapas de la vida. El gran pintor ha sido quien mejor ha caracterizado su existencia: “El arte surge de la felicidad y de las penas . . . pero, sobre todo, de las penas. Mi arte ha dado significación a mi vida. A través de él busqué la luz, y quise brindar la luz a los demás”.

27. Según el pasaje, ¿qué intenta representar Munch en sus cuadros?

(A) Figuras heráldicas del expresionismo

(B) Una reproducción fiel de los objetos importantes en su vida

(C) Visiones de turbulentas emociones humanas

(D) Un nuevo movimiento artístico

28. La pintura de Munch titulada El grito representa a una persona que está expresando (A) confusión

(B) desesperación

(C) asombro

(D) sosiego

29. ¿Qué trató de representar Munch en sus pinturas tituladas “Friso de la vida?” (A) Su gran admiración hacia las sensibilidades humanas

(B) Las diversas técnicas que utilizó para su expresión artística

(C) Sus sentimientos durante los diferentes fases de su existencia

(D) La angustia existencial que experimentó durante su estadía en Berlín

30. El pasaje infiere que Munch era una persona

(A) apática

(B) contenciosa

(C) impávida

(D) obsesionada

viii Prof. Mauricio Moreno

31. Según el pasaje, se podría deducir que el arte fue para Munch una manera de

(A) dar a conocer su genio

(B) distorsionar el manejo dramático de colores

(C) expresar sus tormentos interiores

(D) adquirir mayores riquezas materiales

32. ¿A qué se refiere el pronombre “ella” en la línea 26 ?

(A) A su imagen

(B) A la vida (C) A la gente

(D) A su obra

Preguntas 33 – 36

5 10 15 20 25 30

Desde su fundación en China en el año 206 a.C., la Dinastía Han fue tan poderosa y prestigiada en el oriente de Asia como lo fue el Imperio Romano. Durante su máxima extensión cerca del año 100 d.C., el alcance de la Dinastía Han era comparable con el de Roma. Los Han extendieron las fronteras de China, particularmente hacia los desiertos del noroeste, despejando el camino del comercio por la Ruta de la Seda hacia la península de Corea y hacia el sureste de Asia. En las artes, la política y la tecnología, China no tenía nada que envidiarle al Imperio Romano. En muchos campos, los trabajadores Han estaban más adelantados que sus colegas romanos. Utilizaban carretillas y poleas para transportar cargas, el martillo hidráulico para pulverizar granos y minerales, y fuelles para soplar aire a los hornos. Y los Han fueron los primeros en hacer realidad un producto que revolucionó el aprendizaje a través del mundo: el papel. Lo utilizaron, entre otros, para escribir poemas, problemas matemáticos complejos, relatos de historia, un diccionario, informes del gobierno y el primer censo documentado a gran escala. Cientos de estos documentos han sobrevivido, proporcionando un retrato de cómo era la vida en la Dinastía Han hace dos milenios. Los estilos de cada imperio eran notablemente diferentes. Por ejemplo, la economía romana dependía de la esclavitud, mientras que la prosperidad Han dependía de los campesinos libres. Pero, como el Imperio Romano, la Dinastía Han también conoció gobernantes débiles y se hundió en la agitación social antes de derrumbarse en el año 220 d.C.

33. El propósito principal del texto es el de

(A) señalar las diferencias ideológicas y tecnológicas entre los Han y los romanos

(B) señalar la diferencia en extensión entre la Dinastía Han y el Imperio Romano

(C) comparar el nivel de desarrollo de los Han con el de los romanos

(D) comparar el impacto de la invención del papel en la Dinastía Han y en el Imperio Romano

34. Se puede inferir del texto que el primer censo documentado a gran escala fue facilitado por

(A) contactos con el Imperio Romano

(B) adelantos en el campo de matemáticas

(C) una revolución en el sistema educativo

(D) la invención del papel

Colegio San Gabriel ix

35. El autor menciona todos los siguientes aspectos de la Dinastía Han y el Imperio Romano

EXCEPTO

(A) la extensión de su dominio

(B) sus tácticas miltares

(C) su economía

(D) su tecnología

36. Se puede inferir del texto que la caída de la Dinastía Han fue causada en parte por (A) conflictos con el Imperio Romano

(B) líderes incompetentes

(C) la excesiva expansión territorial

(D) un sistema económico ineficiente

Preguntas 37 – 40

5 10 15 20 25 30 35 40

Las bacterias pueden ciertamente considerarse entre las maravillas de la naturaleza. Figuran entre los organismos más sencillos y, sin embargo, juegan un papel importante en muchas reacciones químicas complejas. A pesar de su tamaño minúsculo pueden causar enfermedades y, a veces, hasta la muerte de los animales más grandes. Las bacterias se encuentran en todas partes y pueden florecer tanto bajo condiciones húmedas como áridas; no se ven afectadas por las temperaturas, ya que sobreviven tanto las más altas temperaturas como las temperaturas bajo cero. En cierto modo, las bacterias han sido víctimas de relaciones públicas muy deficientes. La gente piensa que estos gérmenes son portadores de enfermedad cuando la vasta mayoría de las especies son inofensivas y hasta beneficiosas al ser humano. En realidad, las bacterias son esenciales para la existencia de toda forma de vida, ya que su actividad permite que los limitados materiales de la naturaleza puedan rehacerse y reusarse. No ha sido fácil determinar la naturaleza de estos admirables organismos. Desde hace muchos años, los científicos dividen los seres vivientes en dos reinos—animal y vegetal—y las bacterias se incluían en el segundo grupo. Esta clasificación nunca fue satisfactoria, ya que solamente algunas especies contienen clorofila—el pigmento que da a las plantas su característico color verde y les permite usar la luz del sol para crecer. Además, algunas bacterias pueden moverse, característica generalmente asociada con los animales. Por estas razones, entre otras, recientemente los biólogos las han clasificado como pertenecientes a un tercer reino, denominado protisto, que incluye otros organismos simples como los hongos y algas que tampoco se ajustan bien a la doble clasificación del reino de los vivos. Según los científicos, los protistos representan el eslabón evolutivo entre las plantas y los animales. Al parecer, descienden, con muy pocas variaciones, de los antepasados comunes de estos reinos.

x Prof. Mauricio Moreno

37. ¿Cuál de los siguientes títulos sería más apropiado para este texto?

(A) ¿Dónde sobreviven mejor las bacterias?

(B) El poder de las bacterias

(C) La vida y muerte de las bacterias

(D) Las bacterias como parte del reino vegetal

38. ¿Qué se infiere del pasaje sobre la mayoría de las bacterias?

(A) Que son esenciales para la existencia de toda forma de vida

(B) Que están presentes sólo en el reino animal y en el reino vegetal (C) Que son indispensables para controlar las reacciones químicas

(D) Que son importantes únicamente para combatir enfermedades

39. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones NO es cierta en cuanto a la mayoría de las bacterias?

(A) Son indispensables para toda forma de vida.

(B) Son responsables de transmitir las enfermedades en los seres humanos.

(C) Son capaces de sobrevivir bajo diferentes condiciones climáticas.

(D) No pertenecen ni al reino animal ni al reino vegetal.

40. El pasaje indica que la actividad de las bacterias

(A) es inofensiva en el reino vegetal (B) interfiere en las reacciones químicas

(C) se ajusta a la clasificación del reino de los vivos

(D) facilita la transformación de los materiales de la naturaleza

Colegio San Gabriel xi

HOJA DE RESPUESTAS

LECTURA COMPRENSIVA

NOMBRE:…………………………………………………………………….

PARALELO:…………………………………………………………………..

Marca con una X, o tachando completamente el casillero de acuerdo a la respuesta correcta.

Pregunta a) b) c) d) e)

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xii Prof. Mauricio Moreno

ACTIVIDAD II: LECTURA COMPRENSIVA Y REDACCIÓN

Lee el siguiente artículo y responde a las preguntas formuladas en una hoja aparte.

1.- ¿Cuál sería un título apropiado para esta lectura?

2.- Resume de manera concisa el error que cometieron los científicos de la NASA.

3.- Escribe un párrafo de 8 oraciones acerca de como evitar este tipo de errores en el futuro.

guiaquimica2012-2013 (1)

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