EK_B_QUIM_2 by Ek Editores

QUIMICAQ UIMICAQU IMICAQUI MICAQUIM ICA Química 2 Bachillerato

Jorge Humberto García Ibarra

QuĂmica 2 Bachillerato

Jorge Humberto GarcĂa Ibarra

Autoría Jorge Humberto García Ibarra Gerencia Editorial Salvador Yolocuauhtli Vargas Rojas Coordinación editorial Hilda Victoria Infante Cosío Edición Felicia Garnett Ruiz Revisión técnica Cynthia Fernández Pomares Asistencia Editorial Mónica I. Fuentes Pacheco Corrección de estilo Rubén Cortéz Aguilar Gerencia de diseño Marcela Novelo Coordinación de diseño Ivonne A. Lozano Rodríguez Diseño de interiores y diagramación Claudia Cantú Itzel Davila V. Stephanie Mtz. Solis Sharón López Diseño de portada Mauro Machuca Producción Ángel Calleja Bonilla Iconografía © Shutterstock, Inc. Créditos iconográficos: © Komarovskyy / Shutterstock.com: 31; © IgorGolovniov / Shutterstock.com: 127; © cowardlion / Shutterstock.com: 166; © Action Sports Photography / Shutterstock.com: 167; © Igor Iakovlev / Shutterstock.com: 169; © duangphorn wiriya / Shutterstock.com: 178.

Química 2 Bachillerato, Segundo semestre Primera edición: noviembre de 2018 D. R. © 2018, Ek Editores, S. A. de C. V. Avenida Pío X núm. 1210, Col. Pío X Monterrey, Nuevo León, C. P. 64710 Tel.: (81) 83 56 75 05 y 83 35 17 04 Ciudad de México: Calle Sur 26 núm. 16, Col. Agrícola Oriental, Del. Iztacalco, C. P. 08500 Tel.: (55) 51 15 15 40 y 22 35 71 12 Lada sin costo: 01800 841 7005 www.ekeditores.com Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana Reg. Núm. 3728 ISBN de la obra: 978-607-8521-70-8 Prohibida la reproducción y transmisión parcial o total de esta obra en cualquier forma electrónica o mecánica, incluso fotocopia o en cualquier sistema para recuperar información, sin permiso escrito del editor. Impreso en México / Printed in Mexico

Presentación Estimado estudiante: En tus manos tienes un libro en el que, además de química orgánica, se habla de valores, de actitudes y situaciones socioemocionales que te sensibilizarán en temas de actualidad; muchos de ellos ocurrieron mientras se escribía esta obra. Tú sabes que la química es parte de la vida cotidiana y que es un proceso histórico inacabado debido a la curiosidad, tenacidad, inteligencia y sagacidad de personajes de distintas épocas, ideologías y razas; pero de nada sirve una fórmula química si no se pone en contexto, si no se averigua su utilidad, si no se sabe que puede causar daño o puede sanar enfermedades. Este material te reta a crear tu propio conocimiento, a pensar de manera objetiva y con escepticismo informado, te ayuda a generar opiniones respecto a situaciones diversas, comenzando con breves historias ficticias para que te vayas familiarizando con los contenidos a estudiar. En sus secciones flotantes te cuestiona acerca del comportamiento humano y te motiva a respetar y cuidar el entorno inmediato, en el que te desenvuelves, para que así logres aprendizajes significativos y los puedas utilizar en tu vida futura, independientemente de la profesión u oficio que decidas ejercer. En ese sentido, Ek Editores pone en tus manos el libro Química 2 que no solo persigue el objetivo de que voltees hacia las actividades científicas como fuente de desarrollo personal y profesional; va mucho más allá: quiere hacer de ti a una persona responsable y comprometida consigo misma, con la naturaleza y con la sociedad, y para ello te muestra distintos campos de aplicación del conocimiento químico. Con las actividades que se te proponen podrás sentirte desde un creativo chef hasta químico forense; te invitarán a recrear un juego o te harán sentir parte de una empresa exitosa; te guían para que tengas una alimentación sana. En otras palabas, te proponen que veas la química desde otras perspectivas, y acaso eso pueda ser un detonante en la elección de tu carrera profesional. Aquí aguarda este libro, ansioso de que lo leas, lo disfrutes y que deje en ti experiencias que despierten tu curiosidad, el deseo de indagar y el reto de concientizar a más personas acerca de lo importante que es conservar los recursos naturales para que los disfruten las generaciones futuras.

El autor

Índice

Bloque

¿Cómo es mi libro? 6

Estequiometría

Evaluación diagnóstica 12 Secuencia 1 Mol

Secuencia 2 Ley de la conservación de la materia

Secuencia 3 Reactivo limitante y rendimiento de reacción

Sistemas dispersos

Evaluación diagnóstica

Secuencia 1 Materia

Secuencia 2 Sistemas dispersos

Secuencia 3 Métodos de separación I 80 Secuencia 4 Métodos de separación II 90

Secuencia 5 Concentración de soluciones

100

Secuencia 6 Propiedades de ácidos y bases

110

Integro mis saberes

118

Bloque

Integro mis saberes 52

Bloque

Compuestos del carbono y macromoléculas

120

Evaluación diagnóstica 122 Secuencia 1 Cárbono

124

Secuencia 2 Cadenas

132

Secuencia 3 Fórmulas

138

Secuencia 4 Isomería

144

Secuencia 5 Hidrocarburos

150

Secuencia 6 Propiedades de los hidrocarburos

158

Secuencia 7 Grupos funcionales

166

Secuencia 8 Macromoléculas

178

Integro mis saberes 190

¿Cómo es mi libro? Entrada de bloque Estas páginas indican las competencias genéricas y disciplinares que se abordarán con los contenidos del bloque. Se ilustran con una imagen que sugiere lo que aprenderás en él.

Evaluación diagnóstica Mediante este apartado podrás reconocer tus saberes respecto a los temas que revisarás en el bloque.

Los temas se desarrollan mediante secuencias, las cuales se dividen en tres momentos didácticos: Para empezar, Avanza en tu aprendizaje y ¿Qué aprendí?

Para empezar Se presenta la secuencia con un número y el título. Se incluye un recuadro con lo que se espera que aprendas durante el desarrollo. Iniciarás el tema con una actividad que te permitirá recuperar tus conocimientos previos, así como explorar tus nociones mediante diferentes situaciones.

Avanza en tu aprendizaje

Es la formalización de los conceptos, las habilidades y las actitudes. Se conforma del texto general, actividades, apartados y cápsulas.

¿Qué aprendí? En este momento realizarás actividades que engloban los aspectos principales, así como una reflexión en torno a lo que aprendiste del tema.

Para contribuir en el logro del perfil de egreso y fortalecer tu aprendizaje, se incluyen los siguientes recursos didácticos:

A propósito de: Proporciona información adicional e interesante sobre el tema que estamos trabajando.

Infórmate Asómbrate con este documental y coméntalo en clase con los compañeros y compañeras.

Infórmate: En esta sección encontrarás recomendaciones de fuentes de consulta para ampliar tus conocimientos sobre el tema que se aborda en la secuencia.

La cetrifugación es el principio que se usa en las lavadoras para exprimir y quitar el exceso de humedad para que la ropa quede casi seca.

Glosario:

Comprende mejor los temas apoyándote en la definición de algunas palabras o locuciones, en el contexto en el que se están manejando.

En el mundo de las TIC Observa varias animaciones del movimiento browniano, disponibles en https://bit.ly/2m76jSa.

Glosario imeca: Índice Metropolitano de la Calidad del Aire. Es un valor de referencia para saber el grado de contaminación en una ciudad. fijador: sustancia de menor volatilidad que la esencia de un perfume. Es responsable de la duración del aroma y a veces modifica el olor del producto.

En el mundo de las TIC: Sugiere el uso de tecnologías para el aprendizaje y el conocimiento (TAC), como páginas web, teléfonos celulares, aplicaciones, software, videocámaras, cámaras fotográficas, reproductores multimedia, videojuegos, etcétera, a fin de desarrollar tus habilidades digitales.

https://bit.ly/2P6EHuV

Siente y expresa: El contenido de esta sección te ayudará a favorecer el desarrollo de tus habilidades socioemocionales y afectivas en torno a la sociedad y a la naturaleza, ya que también desde las emociones es posible aprender.

Siente y expresa Hace apenas algunos años comenzó una campaña mediática para no usar tanto los automóviles y de este modo evitar así la contaminación causada por la combustión de las gasolinas. ¿Consideras que esas recomendaciones lograron concientizar a las personas? ¿Por qué?

Descarga en tu celular o tableta un lector de código QR. Después, cuando encuentres estos códigos en las cápsulas, escanéalos para resolver la actividad que te proponemos.

A propósito de...

Integro mis saberes

En esta sección pondrás en juego tus aprendizajes, al resolver distintas situaciones.

Bibliografía Incluye recomendaciones de libros y páginas de internet, así como las referencias empleadas para la elaboración del libro.

Bloque

1 Propósito del Bloque

Estequiometría Aplica la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos que tienen un impacto económico, ambiental y social.

CG 1.6 Administra los recursos disponibles teniendo en cuenta las restricciones para el logro de sus metas.

Competencias Genéricas

CG 4.5 Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas. CG 8.2 Aporta puntos de vista con apertura y considera los de otras personas de manera reflexiva.

CDBE 3 Identifica problemas, formula preguntas de carácter científico y plantea las hipótesis necesarias para responderlas.

Competencias Disciplinares Básicas

CDBE 4 Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes. CDBE 7 Hace explícitas las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de problemas cotidianos. CDBE 11 Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las acciones humanas de impacto ambiental.

Analiza las imágenes y calcula las masas moleculares. Utiliza una tabla periódica para obtener los datos de las masas atómicas promedio. Rodea la respuesta correcta.

H2O (agua)

NH3 (amoniaco)

CO2 (dióxido de carbono)

16 uma

18 uma

17 uma

34 uma

26 uma

77 uma

34 uma

17 uma

28 uma

16 uma

36 uma

44 uma

Representa gráficamente, como si fuera una reacción química, lo que se dice: 1 volumen de oxígeno + 2 volúmenes de monóxido de carbono = 2 volúmenes de dióxido de carbono.

+ =

Cuenta los átomos de las moléculas, según la reacción química. Na2O Reactivos

+ H2O

2NaOH

Elemento

Productos

Sodio (Na) Oxígeno (O) Hidrógeno (H)

En la siguiente reacción química, ¿cuántos moles hay de cada sustancia?

A + B

C + D

EVALUACIÓN DIAGNÓSTICA

Esta sección tiene el propósito de conocer tus aprendizajes previos. En cada caso haz lo que se te indica. Al terminar la unidad regresa a estas páginas para que adviertas cómo cambió tu conocimiento.

Subraya los enunciados que se relacionan con la ley de la conservación de la materia. § La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. § En una reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos. § En una reacción química los átomos no desaparecen, simplemente se ordenan de otra manera.

Imagina que la bicicleta siguiente es una molécula formada por dos átomos de R (ruedas) y un átomo de M (manubrio). De aquí puede decirse que a partir de dos átomos de R y uno de M se forma una molécula MR2.

a. ¿Cuántas moléculas puedes formar si tienes 8 ruedas y tres manubrios? b. ¿Sobró o faltó algo para completar más “moléculas”?

En los cálculos estequiométricos de la ecuación siguiente:

A + B

C + D

Con 5 gramos de A se producen 9 gramos de C. Con 7 gramos de B se producen 6 gramos de C.

a. ¿Cuál es el reactivo que se acabará primero en la reacción?

Al terminar la práctica de laboratorio, un alumno comentó que en la reacción química del azufre, que le tocó analizar, le habían quedado 8 gramos de azufre. ¿Es correcto lo que dice? ¿Por qué?

a. Su compañera de prácticas también comentó que el rendimiento de la reacción había sido de 100%, ¿qué piensas al respecto?

APRENDIZAJE ESPERADO Utiliza los conceptos de mol y la ley de la conservación de la materia, argumentando el uso de la estequiometría como herramienta útil para la sustentabilidad de procesos industriales y ecológicos, entre otros.

1. Mol Para empezar El mundo macroscópico nos resulta tan común que en ocasiones prestamos poca atención a las maravillas tangibles que nos rodean; y si esto es así, es evidente que entendemos poco de los mundos microscópico y submicroscópico, en los cuales también estamos inmersos, que interaccionan de manera asombrosa con nuestra vida cotidiana, llegando a tener efectos muy grandes en beneficio de los humanos. Con el afán de responder a miles de preguntas que tenían lugar en el mundo de lo pequeño, la comunidad científica de diferentes culturas, creencias y épocas emprendió un trabajo incesante que se fue relacionando, ampliando y dejando nuevas inquietudes para la posteridad. Cuando la alquimia cedió su lugar a las ciencias químicas, porque se comenzó a experimentar midiendo los reactivos y productos, y observando lo que sucedía, se formularon nuevas preguntas para tratar de entender lo que ocurría antes, durante y después de cada reacción química.

En el mundo de las TIC Consulta en https://bit. ly/2LP4aM3 cómo puede ayudar la química verde a la ecología. Luego, en el grupo, discutan cómo se relaciona la información con el concepto mol y por qué es importante que la ciencia tenga aplicaciones en beneficio de la naturaleza.

Científicos de la talla de Amedeo Avogadro, Stanislao Cannizzaro, Josef Loschmidt, Robert Millikan y Ernest Rutherford, contribuyeron a acuñar el concepto "mol" para definir la cantidad de materia al medir átomos, moléculas, iones, etcétera, y encontrar una relación numérica para contar tan enormes cantidades de objetos pequeñísimos. En 1971 se designó al mol como la unidad básica del Sistema Internacional de Unidades (SI) para medir la cantidad de partículas que contiene una sustancia. Para determinar esto se utiliza el número de Avogadro, el cual establece que 1 mol de cualquier sustancia contiene 6.022 × 1023 partículas. Por ejemplo: § 1 mol de átomos de oxígeno (O) contiene 6.022 × 1023 átomos de oxígeno; § 1 mol de moléculas de oxígeno (O2) contiene 6.022 × 1023 moléculas de oxígeno; § 1 mol de naranjas contiene 6.022 × 1023 naranjas. Este concepto es fundamental en la industria química, específicamente en la estequiometría, al estudiar las relaciones cuantitativas entre los átomos que constituyen las sustancias, y entre los reactivos y productos en las reacciones químicas. En otras palabras, para determinar la cantidad de materia prima que necesitan para elaborar un producto y conocer cuánto obtendrán del mismo.

ACTIVIDAD 1

CG 8.2

CDBE 3

CDBE 7

CDBE 11

1. Contesten en equipos y comenten de manera grupal. § ¿Por qué el concepto mol es importante en la industria química? § Si tienes 144 manzanas, ¿cuántos moles de manzana tienes?

Figura 1.1 Anton van Leeuwenhoek (1632-1723), mediante instrumentos de su invención, fue el primero en observar el mundo microscópico, con lo cual abrió la posibilidad de conocer parte de las interacciones de ese mundo con lo macro.

¿Cómo se podía relacionar el mundo macroscópico con el submicroscópico? ¿Cómo encontrar una unidad para expresar la cantidad de sustancia de las cosas que en ese momento era imposible observar a simple vista?

La unidad fundamental de cantidad de sustancia La palabra mol proviene del latín mole y lo propuso por primera vez Wilhelm Ostwald, en 1886. Significa "pila" o "montón", lo que a Ostwald le pareció muy pertinente para expresar que el número de partículas en un mol era muy grande.

Glosario chozno: hijo del tataranieto de una persona.

Para saber cuántos átomos hay en un mol, se hicieron muchos experimentos y cálculos matemáticos. Uno de ellos consistió en saber cuántos átomos había en 12 gramos de carbono-12 (12C). Para lograrlo, se estableció por métodos indirectos que la masa de uno de estos átomos es 1.992 × 10-23 g. Entonces: 12 g de 12C 1.992 × 10−23 g de 12C = 6.02 × 1023 átomos de 12C

átomo 12C

De este resultado se tomó que un mol de átomos, de cualquier sustancia, contenía 6.02 × 1023 átomos. Posteriormente, mediante experimentos basados en la refracción de rayos X y en la electrólisis, la relación tuvo una ligera modificación y quedó como 6.022 × 1023, cantidad que en un principio se conoció como número de Avogadro (NA) y que hoy se sabe es una constante que también se reconoce como L, debido a los trabajos efectuados en 1865 por el profesor austriaco Johann Josef Loschmidt. Este número o constante es tan grande, que sólo se utiliza para contar objetos submicroscópicos, porque sería inoperante para contar objetos de nuestro mundo macroscópico. Para que tengas una idea, se estima que todas las estrellas que pudiera haber en el universo no alcanzan para tener un NA de esos cuerpos celestes, y si una persona tuviera una fortuna de 6.022 × 1023 pesos, no le alcanzaría la vida, ni la de sus hijos, nietos, tataranietos y choznos para acabársela, aun gastando un millón de pesos por segundo, pues se necesitarían 5 mil millones de años para terminar con tal cantidad de dinero.

Por otro lado, en química analítica, este número ayuda a conocer la cantidad de reactivos que deben comprarse en la industria para obtener los productos o subproductos que necesitan en sus procesos. Como puedes imaginar, lo anterior repercute en los departamentos de planeación, laboratorio, producción, almacén y hasta finanzas. Todos deben ser muy cuidadosos para calcular de manera precisa la cantidad de sustancias que se deben usar y no comprar en exceso, pero teniendo en cuenta que siempre haya en existencia. Ahora bien, el concepto mol y la constante de Avogadro cobran relevancia cuando se utilizan en investigaciones para obtener fuentes de energía nuevas y más limpias, como los biocombustibles, o en la obtención de nuevos materiales para ser usados en distintos ámbitos y en todas las aplicaciones de la “química verde”, cuyo objetivo es mejorar las condiciones de salud y ambientales al encontrar y proponer alternativas más amigables que los de la química tradicional. Conscientes de su valor, los gobiernos, instituciones educativas, empresas privadas, laboratorios y otros organismos de muchas partes del mundo, están adoptando cada vez más esta química sustentable mediante iniciativas para impulsar programas de investigación y desarrollo en beneficio de una sociedad que ahora reconoce la toxicidad y los peligros de productos y procesos en las personas y el ambiente.

Figura 1.2 Si se repartiera un mol de pan entre la población total de México, a cada habitante le tocarían 5.01 × 1015 panes. Una cantidad tan grande, que no se la terminarían en toda su vida.

Siente y expresa Para determinar la constante de Avogadro han intervenido muchos integrantes de la comunidad científica. ¿Consideras correcto que solo algunos, como Avogadro y Loschmidt, tengan mayor notoriedad? ¿Es ético que se hayan basado en los estudios de otros colegas para conseguir los resultados a los que llegaron? Argumenta tus respuestas.

ACTIVIDAD 2

CG 4.5 CG 8.2

CDBE 3

CDBE 4

CDBE 7

CDBE 11

1. Contesten las preguntas en parejas y luego socialicen las respuestas de manera grupal. § Si tienes una docena de tacos, ¿cuántos moles de tacos tienes? § Si tienes 0.003 moles de lápices, ¿cuántos lápices tienes? § Si tienes una gruesa de naranjas, ¿cuántos moles de naranjas tienes? § Si en una nación con 34 millones de habitantes se repartiera un mol de libros, ¿cuántos libros corresponderían a cada persona? § Si en 30 kg de níquel hay mil cuatrillones de átomos de níquel, ¿cuántos habrá en 58.7 g? § Si en 25 mg de cinc hay mil trillones de átomos de cinc, ¿cuántos habrá en 65.4 g? § ¿Por qué en los dos casos anteriores es la misma respuesta? § ¿Cuántos años tardarías en recorrer el NA en km viajando a la velocidad de la luz?

§ Si tienes un mol de tortas y otro de sandías, ¿hay más tortas que sandías?, ¿tienes la misma masa de tortas que de sandías? Argumenta tus respuestas. Figura 1.3 El trabajo científico conlleva la gran responsabilidad de resolver necesidades de la sociedad.

2. Escribe un ensayo. § Investiga en diferentes medios, incluidos internet y redes sociales, las instancias que hay en la región donde vives que utilizan la química verde para tratar de revertir los daños que se han ocasionado al ambiente. § Menciona los beneficios que generan la labor de esas instituciones. § Ilustra tu ensayo destacando algunas características de dichas instancias. § Comparte tu ensayo con tus compañeros y compañeras.

Avanza en tu aprendizaje

Masa molar En la última pregunta del reactivo 1 de la página anterior, pudiste darte cuenta que a pesar de que tenías la misma cantidad de tortas y de sandías (un mol), la masa era distinta. Lo mismo ocurre cuando se contabilizan los moles de átomos de los elementos químicos. Por ejemplo, la masa de un átomo de hierro (Fe) (55.847 g), es casi el doble que la del átomo de aluminio (Al) (26.982 g), como puedes comprobarlo en las masas atómicas promedio de tu tabla periódica. De la misma manera, la masa de un mol de hierro será casi el doble que la masa de un mol de aluminio. Azufre 1 mol = 32 gramos

Oxígeno 1 mol = 16 gramos

Figura 1.4 La masa de un mol de átomos de azufre no es igual que la masa de un mol de átomos de oxígeno, aunque ambas tengan la misma cantidad de átomos (6.022 × 1023).

Es muy importante tener en cuenta que cuando se mide la masa de un mol de átomos se está obteniendo la masa molar, que es la masa atómica promedio, pero las unidades ya no serán en uma, sino en gramos/mol. Observa los ejemplos del cuadro siguiente. Masa atómica promedio (uma)

Masa molar (g/mol)

Elemento

Símbolo

Magnesio

24.305

Calcio

40.078

Plata

107.87

Cuadro 1.1 Masas atómica y molar de algunos elementos.

Al tratarse de moléculas o compuestos, la masa molar o masa molecular se calcula con su fórmula química y se van sumando las masas de los átomos que forman tales moléculas o compuestos. Por ejemplo, el flúor forma una molécula diatómica (F2). Observa en la tabla periódica que la masa atómica, redondeada, de un átomo de este elemento es 19 uma, pero como son dos átomos: 2 × 19 = 38 uma. Como se necesita la masa molecular, entonces se cambian las unidades y se obtienen 38 g. Si se desea calcular el número de moles que hay en determinada masa, se utiliza la siguiente fórmula: n =

m M

Donde n es el número de moles, m es la masa de sustancia y M es la masa molar de esa sustancia.

Ejemplo:

A propósito de... Cuando se pesan ácidos, es muy importante que no olvides utilizar guantes, lentes de laboratorio y mascarilla. Asimismo, recuerda que para diluir un ácido en agua, primero se vierte el agua y después el ácido para evitar una reacción exotérmica y violenta.

¿Cuántos moles de ácido clorhídrico (HCl) hay en 5 g de este mismo ácido? HCl = 36.6

g = M, y 5 g de HCl = m mol

Por tanto: n =

m 5g −1 = moles de HCl g = 1.36 × 10 M 36.5 mol

Revisa a continuación el ejemplo de cómo hallar la masa molar del ácido sulfúrico (H2SO4): Elemento

Masa molar

(

g mol

Hidrógeno (H)

Azufre (S)

Oxígeno (O)

)

Total

Moles de átomos

g (mol )

Masa molar del ácido sulfúrico

De acuerdo con lo que has aprendido, tendrías que pesar en una balanza —con mucho cuidado y atendiendo los protocolos de seguridad en el laboratorio— 98 g de ácido sulfúrico para obtener un mol de dicha sustancia. Con la información que se tiene del ácido sulfúrico, también se puede conocer fácilmente el número de átomos de hidrógeno, azufre y oxígeno que hay en un mol de moléculas de este ácido. Observa la ilustración de la molécula del H2SO4 para que quede más claro.

En muchos laboratorios alrededor del mundo, los investigadores utilizan animales en experimentos con el fin de encontrar beneficios para la salud y el bienestar de los humanos. Algunas de las prácticas consisten desde estudiar su conducta, inhalar gases tóxicos, hasta infectarlos con algunos virus como el VIH. ¿Qué postura adoptarías como ciudadano y cuál sería si formaras parte de la comunidad científica?

Figura 1.5 Representación de una molécula de ácido sulfúrico: en amarillo, el átomo de azufre; en rojo, los átomos de oxígeno y en blanco, los de oxígeno.

En el ácido sulfúrico (H2SO4) por cada mol de este ácido hay 1 molécula de azufre, 2 de hidrógeno y 4 de oxígeno. Si se sabe que en un mol hay 6.022 × 1023 partículas, entonces el número total de átomos es: Átomos

Moles de átomos

Número de átomos

Azufre (S)

6.022 × 1023

Hidrógeno (H)

Oxígeno (O)

12.044 × 1023 24.088 × 1023

Del cuadro anterior se deduce que la fórmula para lograrlo es N(partículas) = n × NA.

Siente y expresa

¿Qué ocurre si es necesario estimar la masa de 3 moles de ácido sulfúrico? Entonces se multiplica por 3 la masa molar obtenida de una molécula de ácido sulfúrico:

3 × 98 g = 294 g

Estos 3 moles de ácido sulfúrico equivalen a 3 × (6.022 × 1023) = 18.066 × 1023 moléculas de ácido sulfúrico, y su masa es de 294 g.

ACTIVIDAD 3 1.

CG 8.2

A propósito de... El mol no es una cantidad de masa; es una cantidad de materia a la que le corresponde una masa determinada.

CDBE 3

Escribe la fórmula de los compuestos y calcula la masa atómica de sus moléculas. Compuesto

Fórmula

Masa atómica

Nitrato de plata Permanganato de potasio Sulfato de hierro III Cloruro de amonio Nitrato de calcio 2. Contesta lo que se pide. § Si la masa de 1 átomo de oxígeno es 16 uma, ¿cuál es la masa de 1 mol de átomos de oxígeno? § Un mol de agua es una cantidad de agua tal que contiene moléculas de agua, y a esta cantidad de H2O le corresponde una masa de § ¿Te podrías beber un mol de agua? ¿Por qué? § ¿Le pondrías un mol de sal a una sopa? ¿Por qué?

§ ¿Qué procedimiento realizarías para obtener 1 mol de bicarbonato de sodio? Escribe tus operaciones en el recuadro.

La novela El perfume. Historia de un asesino, narra la vida de Grenouille, un asesino serial de la Francia del siglo XVIII que busca una fragancia única y maravillosa, y en su afán de conseguirla no se detiene ante nada ni nadie.

§ ¿Cuántos moles y cuántas moléculas de CO2 hay en 30 g de CO2? § La escultura en bronce de un artista plástico tiene una masa de 31 toneladas. Si el bronce es una aleación de 80% cobre y 20% estaño, calcula los moles de Cu y Sn contenidos en la escultura. 3. Lee el siguiente extracto de la novela El perfume. Historia de un asesino.

¿Qué opinión te merece el argumento de esta novela? ¿Qué hubieras hecho tú en lugar del protagonista? Relaciona esta historia con los feminicidios, los derechos universales y la realidad contemporánea, y debátelo de manera grupal.

Sin embargo, Baldini no se contentaba con estos productos clásicos del cuidado personal. Su ambición consistía en reunir en su tienda todo cuanto oliera o sirviera para producir olor. Y así, junto a las pastillas olorosas y los pebetes y sahumerios, tenía también especias, desde semillas de anís a canela, jarabes, licores y jugos de fruta, vinos de Chipre, Málaga y Corinto, mieles, cafés, tés, frutas secas y confitadas, higos, bombones, chocolates, castañas e incluso alcaparras, pepinos y cebollas adobados y atún en escabeche. Y además, lacre perfumado, papel de cartas oloroso, tinta para enamorados que olía a esencia de rosas, carpetas de cuero español, portaplumas de madera de sándalo blanca, estuches y cofres de madera de cedro, ollas y cuencos para pétalos, recipientes de latón para incienso, frascos y botellas de cristal con tapones de ámbar pulido, guantes y pañuelos perfumados, acericos rellenos de flores de nuez moscada y papeles pintados con olor a almizcle que podían llenar de perfume una habitación durante más de cien años. Como es natural, no todos estos artículos tenían cabida en la pomposa tienda que daba a la calle (o al puente), por lo que, a falta de un sótano, tenían que guardarse no sólo en el almacén propiamente dicho, sino también en todo el primero y segundo piso y en casi todas las habitaciones de la planta baja orientadas al río. El resultado era que en casa de Baldini reinaba un caos indescriptible de fragancias. Precisamente por ser tan selecta la calidad de cada uno de los productos –ya que Baldini sólo compraba lo mejor–, el conjunto de olores era insoportable, como una orquesta de mil músicos que tocaran "fortissimo" mil melodías diferentes. El propio Baldini y sus empleados eran tan insensibles a este caos como ancianos directores de orquesta ensordecidos por el estruendo, y también su esposa, que vivía en el tercer piso y defendía encarnizadamente su vivienda contra cualquier ampliación del almacén, percibía los múltiples olores sin muestras de saturación. Patrick Süskind (1988)., El perfume. Historia de un asesino, Barcelona: Editorial Seix Barral.

§ Relaciona lo que leíste con lo que has aprendido; puedes hacer analogías y consultar en un diccionario las palabras que no entiendas.

Siente y expresa

Volumen molar En los albores del siglo XIX, a los investigadores que solían experimentar con gases les resultaba más sencillo medir sus volúmenes que pesarlos; recuerda que en esa época no disponían de las herramientas tan precisas que se tienen ahora. De tal manera, se interesaban más en estudiar las relaciones de volumen que de masa. Uno de ellos fue Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), fisicoquímico francés ampliamente conocedor de las leyes de los gases; al comenzar a trabajar con presiones y temperaturas constantes, observó que al reaccionar un volumen de hidrógeno con un volumen de cloro se obtenían dos volúmenes de cloruro de hidrógeno. En 1808, en otro de sus famosos experimentos, realizó la explosión de los gases hidrógeno y oxígeno para obtener vapor de agua, y concluyó que dos volúmenes de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para formar dos volúmenes de agua en estado gaseoso. A +

2 volúmenes de hidrógeno (H2) (g)

1 volumen de oxígeno (O2) (g)

2 volúmenes de agua (H2O) (g)

A partir de esta experiencia, Gay-Lussac dedujo que lo anterior también se podría presentar con otros gases, así que se dispuso, a trabajar arduamente, y siempre cuidando todos los detalles y observando cada fase de las investigaciones que realizaba. De esta manera obtuvo los resultados siguientes: B

1 volumen de nitrógeno (N2) (g)

3 volúmenes de hidrógeno (H2) (g)

2 volúmenes de amoniaco (NH3) (g)

1 volumen de Cl2 (g)

1 volumen de H2 (g)

2 volúmenes de HCl (g)

La teoría atómica de John Dalton no podía explicar la ley de Gay-Lussac, porque suponía la combinación entre átomos y que a volúmenes iguales de estos gases correspondía igual número de átomos. Para Dalton, la fórmula del agua era HO y la del amoniaco era NH.

Figura 1.6 (A-C) Representación gráfica de los experimentos de Gay-Lussac.

Infórmate En el libro Traité Elémentaire de Chimie ("Tratado elemental de química"), escrito por Lavoisier en 1780, se advierte hasta qué punto Lavoisier se había adelantado a la ley de los volúmenes de combinación, enunciada 20 años después por Gay-Lussac. En sus páginas se lee con claridad que la reacción para la formación de agua requiere exactamente dos volúmenes de hidrógeno para reaccionar completamente con un volumen de oxígeno. Se considera que no terminó esas investigaciones porque Lavoisier fue guillotinado solo cinco años después de la publicación de esta obra.

A propósito de... Muchos de los conceptos que hoy nos parecen lógicos, sencillos y cotidianos, no lo eran cuando surgieron en la mente de los científicos a quienes les tocó empezar a desarrollarlos y mejorarlos para explicar los fenómenos que estudiaban, y tales conceptos a veces tardan muchos años en ser aceptados o aplicados.

Los resultados que obtuvo Gay-Lussac eran distintos: un volumen de cloro más uno de hidrógeno produce dos volúmenes de cloruro de hidrógeno, mientras que para Dalton, un volumen de átomos de cloro más un volumen de átomos de hidrógeno producía un volumen de átomos de cloruro de hidrógeno. La ley de Gay-Lussac puede expresarse de la manera siguiente: "Los volúmenes de los gases que reaccionan entre sí, o que se producen durante una reacción química, medidos en condiciones de presión y temperatura constantes, están en una relación sencilla que se puede expresar con números enteros y pequeños". En dicha ley, Avogadro expuso que muchas de las moléculas de los elementos gaseosos debían ser diatómicas para justificar los resultados obtenidos, lo que, como sabes, se contraponía con las ideas de Dalton. Quien ayudó a resolver los desacuerdos entre Dalton y Gay-Lussac fue Avogadro, en 1811; al trabajar con gases a presión constante, sugirió una hipótesis trascendental. Esta postulaba que cualquier gas, a una temperatura determinada, debía contener el mismo número de partículas por unidad de volumen, y dichas partículas no tenían por qué ser átomos aislados sino moléculas. Enunció así el principio que lleva su nombre:

Figura 1.7 En CNPT, la cantidad de moléculas de amoniaco y de agua es la misma si se tiene un litro de ambas sustancias, sin importar el tamaño de las moléculas de ambos compuestos.

El volumen de los gases varía cuando la temperatura y la presión se modifican, por eso en las investigaciones siempre se deben especificar las condiciones de temperatura y presión a las que se realizan los experimentos para poder medir el volumen de los gases. Esas condiciones, a las que se les nombra “normales” o CNPT, son 0 °C y una atmósfera de presión (760 mm de Hg). Sin embargo, es importante decir que fue hasta 1860 que la ley de Avogadro comenzó a ser aceptada por la comunidad científica, cuando Cannizzaro presentó en el primer Congreso Internacional de Química, celebrado en Karlsruhe, Alemania, un artículo en el que defendió apasionadamente las investigaciones hechas por Avogadro y la determinación de pesos atómicos. Para ese momento sus dos colegas, Gay-Lussac y Avogadro, ya habían fallecido, en 1850 y 1856, respectivamente.

"Volúmenes iguales de todos los gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas". Esta hipótesis de Avogadro permitió establecer la fórmula real de muchas sustancias.

Por medio de múltiples experimentos se ha demostrado que un mol de cualquier gas a CNPT ocupa un volumen de 22.4 L. Esto se conoce como volumen molar. Lo anterior se explica porque el tamaño de las moléculas de cualquier gas es despreciable al compararse con el espacio vacío entre ellas. Si se llena un globo con 2 g de hidrógeno gaseoso (que corresponde a 1 mol de moléculas de H2), y se le aplica 1 atmósfera de presión a 0 °C, el globo adquirirá un volumen de 22.4 L. Ejemplos § En algunos campamentos se usan estufas portátiles con pequeños depósitos de propano. ¿Cuántos litros de aire serán necesarios para quemar 10 litros de propano? Supón que el aire tiene 20% en volumen de oxígeno y que todos los gases se han medido en CNPT. La reacción que se produce puede representarse así: C3H8 (g)

+ 5O2

Figura 1.8 Si utilizas estufas portátiles, debes asegurarte de su funcionamiento. Si haces una fogata con leña, apágala bien con agua y tierra para no ocasionar algún incendio forestal y una posible tragedia.

3CO2 (g) + 4H2O (g)

Esta ecuación indica que 1 mol de propano (22.4 L, medidos en CNPT) necesita 5 moles de oxígeno (112 L, en CNPT) para su combustión completa. Entonces se puede calcular cuántos litros de oxígeno son necesarios para reaccionar con 10 L de propano. Litros de C3H8

Litros de O2

22.4 112.0 (10 L de C3H8) (112 L de O2) x = = 50 L de O2 22.4 L de C3H8 10.0 x Como cada litro de aire contiene 0.2 L de oxígeno, entonces: Litros de O2

Litros de aire

(1 L de aire) (50 L de O2) 0.2 1 x = = 250 L de aire 0.2 L de O2 50.0 x

§ ¿Cuántos litros de H2, medidos en CNPT, se obtienen al hacer reaccionar 25 g de una muestra de Fe de 80% de pureza con exceso de ácido sulfúrico? La reacción es:

Fe + H2SO4

FeSO4 (g) + H2 (g)

Se estima la cantidad de hierro puro que reacciona: Fe puro =

25 g × 80 = 20 g 100

La relación que se establece es mol a mol, porque un mol de hierro (56 g) reacciona para dar un mol de hidrógeno (22.4 L, en CNPT). Moles de Fe Volumen de H2 (gramos) (litros) 56 22.4 20 x

(22.4 L de H2) (20 g de Fe) 56 g de Fe

= 8 L de H2

ACTIVIDAD 4

CDBE 3

CDBE 7

1. Calcula los volúmenes que ocupan las siguientes cantidades de CO2 en CNPT. § 2.5 moles: § 50 gramos: 2. En la formación del amoniaco reaccionan hidrógeno y nitrógeno de acuerdo con la ecuación siguiente: 3H2

(g) + N2 (g)

2NH3 (g)

§ ¿Cuántos gramos de NH3 se producen si reaccionan 120 litros de N2? § ¿Cuántos litros de H2 son necesarios para producir 5.5 moles de NH3? § ¿Cuántos gramos de N2 se necesitan para que reaccionen totalmente 50 litros de H2? § En la reacción 4NH3 (g) + 7O2 (g) 4NO2 (g) + 6H2O (g), ¿qué volumen de oxígeno se necesita para que reaccione con 200 litros de amoniaco a CNPT? 3. Un salón de fiestas fue decorado con 50 globos de colores; cada uno se llenó con medio litro de gas helio a CNPT. § ¿Cuántas moles de helio fueron necesarias para llenar todos los globos?

5. Completa el cuadro. Considera CNPT. Compuesto He

Volumen (litros)

Moles

16.8

N2 36

Volumen (litros)

CO2 1.3

Compuesto

Cl2

8.5 65

6. Calcula la masa de 60 litros del gas noble argón en CNPT.

Moles

5.5

4. De acuerdo con las ideas de Gay-Lussac, completa las siguientes representaciones gráficas.

¿Qué aprendí? Hasta este momento has aprendido los conceptos mol, masa molar y volumen molar. Con estos has creado un puente entre el mundo que está a escala humana y el mundo submicroscópico donde interaccionan los átomos y las moléculas. Seguramente la perspectiva de tu mundo ha cambiado y ahora puedes percibir las cosas con mayor atención, al saber que en todo momento y en muchos lugares se están contando moles de infinidad de sustancias para hacerlos reaccionar de alguna manera, y con ello tratar de obtener beneficios para la sociedad y el ambiente. Ahora sabes que cuando en una reacción química uno o más reactivos o productos son gases, las relaciones entre las sustancias gaseosas pueden obtenerse aplicando la ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación, la ley de Avogadro y el concepto de volumen molar.

ACTIVIDAD 5

CG 4.5 CG 8.2

CDBE 3

CDBE 4

CDBE 7

Figura 1.9 Uno de los principales objetivos de la nanomedicina es personalizar los tratamientos y la prevención de las enfermedades.

CDBE 11

1. Realiza una investigación. § Ya que estás inmerso en lo que seguramente para ti es un nuevo y maravilloso mundo submicro, investiga acerca de la nanotecnología y sus aplicaciones en ciencias químicas, y cuáles son o serían los beneficios para las personas. Consulta los antecedentes de esta ciencia y cómo se ha desarrollado.

§ Da a conocer los resultados por medio de redes sociales, una wiki, o si tienes alguna otra propuesta para socializar el trabajo, que deberá hacerse en equipo, consúltalo con el docente. Algunas palabras clave pueden ser:

Nanorreacciones químicas

Nanomedicina

Nanotecnología molecular

Nanocompuestos

Nanoemulsiones

Nanomateriales

2. Describe qué proceso de investigación harías en beneficio de la sociedad o del ambiente aplicando la nanoquímica.

2. Ley de la conservación de la materia Para empezar Durante siglos, muchas de las ideas de los conceptos químicos tuvieron inspiración filosófica; se hacían aproximaciones mentales al mundo que rodeaba a los pensadores de épocas remotas de Mesopotamia, Egipto, Persia, India y Grecia, de los imperios romano e islámico, y después de Europa, hasta el siglo XIX. Algunas de las ideas acerca de los fenómenos que se estudiaban y predecían, las cuales prevalecieron durante más de 2500 años, eran totalmente teóricas, porque nunca se hicieron experiencias para corroborar o desechar hipótesis. Cuando los científicos de la Antigüedad comparaban la combustión con la oxidación de algunos metales, de inmediato planteaban preguntas como: ¿cuando una sustancia se quema pierde peso, y cuando se oxida, lo gana?

flogisto: supuesta sustancia que contenían los materiales y que se desprendía de ellos al quemarse.

En 1700 el alemán Georg Ernst Stahl postuló que los objetos combustibles eran ricos en flogisto (que en griego significa “prender fuego”). Según él, al arder las sustancias perdían flogisto: comparó la herrumbre con la combustión y sostuvo que, a medida que un metal se oxidaba, iba perdiendo flogisto. Stahl no consideraba importante realizar mediciones cuantitativas para verificar esta idea. Sin embargo, 72 años más tarde, Antoine-Laurent Lavoisier consideró que era importante cuantificar los resultados de los experimentos. De acuerdo con esto, y motivado porque en ese tiempo trabajaba en un proyecto referente a cómo mejorar el alumbrado público de las calles parisinas, repitió los experimentos de Stahl, pero utilizó recipientes cerrados y midió la masa de los reactivos antes de las reacciones químicas y al final de estas. Su trabajo era meticuloso: medía, cuantificaba y registraba en su bitácora todo lo que observaba. Hacía sus experimentos una y otra vez para ver si variaba algo; las repetía también en sistemas abiertos para comparar las diferencias y semejanzas que pudieran aportarle datos valiosos. En esta serie de experimentos trabajaba con metales (estaño y plomo), los cuales calentaba en recipientes cerrados y con una cantidad limitada de aire. Al aplicar calor se formaba una capa de metal calcinado hasta que la reacción no avanzaba más. Con asombro descubrió que la materia resultante era más pesada que los elementos que había quemado, a pesar de que el peso total del recipiente no había cambiado. Si los elementos ganaban peso en la combustión, “alguien” tenía que haberlo perdido. La única posibilidad era el aire encerrado, de manera que en el recipiente se debería producir un vacío parcial.

Figura 2.1 A los científicos de la antigüedad les inquietaba el origen del fuego y el fenómeno de la corrosión.

Esa teoría la comprobó al abrir el sistema, pues entró tanto aire como peso habían ganado los elementos al quemarse. Lavoisier concluyó que la combustión no se producía por la pérdida del misterioso flogisto, sino por la combinación de los elementos con una sustancia presente en el aire a la que llamó “oxígeno”.

Glosario

De esta manera se comenzaron a escribir nuevas páginas en la historia de una ciencia que estaba en ciernes: la química moderna. Con su manera de trabajar, aplicando una metodología precisa, controlada y reproducible, Lavoisier postuló la ley de la conservación de la materia, la cual se enuncia así: "La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma". Lo anterior significa que las sustancias que participan en la reacción interactúan para formar nuevos productos, con propiedades físicas y químicas distintas a las que tenían los reactivos, porque los átomos de las sustancias se ordenan de otra manera al reaccionar químicamente. De esta manera, en 1789 Lavoisier publicó sus conclusiones en el documento Tratado elemental de química y sentó así las bases de la química moderna, dejando para la posteridad una de las leyes fundamentales de esta ciencia.

En el mundo de las TIC Cinco años después de haber publicado sus investigaciones, Lavoisier fue enjuiciado y guillotinado injustamente. Lee el documento El último día de Lavoisier y comenta con tus compañeros el fatal desenlace de este destacado científico. https://bit.ly/2vgFIc3

Cabe aclarar que, 40 años antes, el químico ruso Mijaíl Vasílievich Lomonósov se había adelantado al enunciado de la ley de la conservación de la masa de Lavoisier, pero sus publicaciones estaban en ruso y la comunidad científica de Europa occidental no pudo conocer su trabajo. Lomonósov postuló su ley de la siguiente manera: "En una reacción química ordinaria la masa permanece invariable; es decir, la masa presente en los reactivos es igual a la masa presente en los productos".

También es importante mencionar que el trabajo científico es tentativo y siglos después se encontró que en las reacciones nucleares la masa sí se modifica, aunque de manera casi imperceptible, por lo que debe tenerse en cuenta la equivalencia entre masa y energía en la suma de las masas de reactivos y productos; pero esa es otra historia. Las investigaciones de Lavoisier dejaron un ejemplo muy valioso de las condiciones en que se debe trabajar un experimento, precisando siempre las variables implicadas para que se pudieran reproducir y que otras personas pudieran llegar a los mismos resultados. Especificó claramente las tres características del trabajo científico: que debe ser objetivo, causal y tentativo; y marcó el precedente de cómo se debe hacer una investigación química mediante los pasos del método científico: § Observación. § Hipótesis. § Experimentación. § Análisis de datos. § Resultados.

Figura 2.2 Con miles de reacciones químicas a nivel industrial, los humanos contaminamos el ambiente en un proceso que parece no tener fin.

La ley de la conservación de la masa es muy importante en las reacciones químicas que se llevan a cabo en la vida cotidiana, en la industria y en la naturaleza, pero también es fundamental para la relación que tenemos los humanos con el ambiente, sobre todo en el tema de la contaminación.

ACTIVIDAD 1 1.

CG 8.2

CDBE 3

CDBE 4

CDBE 7

Formen equipos y diseñen un experimento sencillo para comprobar la ley de la conservación de la materia. Sigan los pasos del método científico y hagan los registros pertinentes. § Observación § Hipótesis § Experimentación § Análisis de datos § Resultados

Avanza en tu aprendizaje

Relaciones estequiométricas La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los átomos que constituyen las sustancias, y entre las sustancias que reaccionan y las que se obtienen en las reacciones químicas. Cada vez que se lleva a cabo una reacción con el fin de preparar un compuesto químico, es preciso formularse algunas preguntas. Por ejemplo: § ¿Cuánta masa de cada reactivo debe medirse y dejar que reaccione para producir la cantidad deseada de producto? § Si sólo se dispone de unos pocos gramos de reactivo, ¿qué cantidad del otro reactivo será necesaria? § ¿Qué cantidad de producto podrá obtenerse a partir de una cantidad dada de las sustancias que reaccionan para formarlo? § ¿Permanecerá inalterada alguna cantidad de los reactivos? Éstas y muchas otras preguntas pueden contestarse con la información que brinda la ecuación química de la reacción que se esté estudiando, a partir de que la ecuación cumpla con la ley de la conservación de la materia. Para saber si esto ocurre, debes asegurarte de que la suma de la masa de los reactivos sea igual a la suma de la masa de los productos.

Figura 2.3 En las ecuaciones balanceadas hay el mismo número de átomos, tanto en reactivos como en productos.

Para resolver los problemas de estequiometría, lo primero que se debe hacer es balancear la ecuación química, y para ello existen algunas recomendaciones, como: § Diferenciar bien entre coeficientes y subíndices. Coeficiente

2 H 2 + O2

2H2O

Subíndice § Los coeficientes que anteceden a las fórmulas se denominan coeficientes estequiométricos. Si el coeficiente es 1, no es necesario indicarlo. § No se pueden cambiar los subíndices de los elementos y compuestos porque se alterarían y ya no serían los reactivos o productos de la reacción original. Por ejemplo, no puedes cambiar Al2O3 por Al4O3. § Los coeficientes tampoco se pueden colocar entre los átomos de la fórmula de un compuesto. Por ejemplo, no puedes poner Al22O3 en vez de 2Al2O3. § Verifica que las fórmulas químicas de los compuestos estén correctas. § Primero se balancean los átomos de elementos metálicos, después los no metálicos, luego el hidrógeno y al final el oxígeno. § Por lo general, el elemento que aparece más veces en los compuestos debe balancearse al final. § Como es un método por tanteo, algunas veces los coeficientes no son los definitivos al primer intento y se deben estimar de nuevo hasta que la ecuación quede balanceada.

Ejemplo ¿Recuerdas la estufa portátil con un pequeño depósito de propano? La reacción que se lleva a cabo cuando alguien la enciende para calentar o cocinar es:

C3H8 + O2

H2O + CO2

Cuenta el número de átomos de cada compuesto en ambos lados de la ecuación. Para ello utiliza los subíndices. Figura 2.4 Para que se cumpla la ley de la conservación de la materia, la masa de los reactivos debe ser igual que la de los productos.

Comienza por el carbono. Para igualar el número de átomos se antepone un coeficiente estequiométrico igual a 3 delante del carbono de los productos y se cuentan de nuevo los átomos en ambos lados de la ecuación.

C3H8 + O2

H2O + 3CO2

Ahora balancea el hidrógeno. En los reactivos hay 8, así que iguala en los productos con un coeficiente 4 y cuenta otra vez todos los átomos.

4H2O + 3CO2

Continúa con el oxígeno. Necesitas que del lado de los reactivos haya el mismo número que en el lado de los productos, así que agrega un 5 como coeficiente.

C3H8 + 5O2

4H2O + 3CO2

Al contar los átomos de toda la ecuación puedes observar que ha quedado balanceada porque en los reactivos hay el mismo número de átomos que en los productos, lo cual significa que se cumple con la ley de la conservación de la materia. Este método se conoce como balanceo por tanteo. Existen otros, pero éste es el único que estudiarás en este curso.

C3H8 + O2

ACTIVIDAD 2

CG 8.2

CDBE 3

CDBE 7

CDBE 11

1. Balancea la ecuación de la reacción que se lleva a cabo durante la respiración celular, la cual dice que: la glucosa reacciona con el oxígeno para producir dióxido de carbono más agua. C6H12O6

+ O2

CO2 + H2O

Figura 2.5 El fluoruro de calcio, que se obtiene al reaccionar calcio y flúor, se usa en el cemento para acelerar el fraguado.

Glosario siderúrgica: Industria que se dedica a la producción de acero a partir de hierro.

En el mundo de las TIC

2. Haz en tu cuaderno lo que se solicita a continuación. a. Una de las múltiples aplicaciones del trióxido de aluminio es en la odontología, en la estructura de coronas y puentes. La reacción química para obtenerlo es: Al

+ O2

Al2O3

§ Cuenta los átomos que intervienen en la ecuación y balancéala si es necesario. b. El óxido de fierro III, o trióxido de fierro, se utiliza en la industria siderúrgica para obtener hierro colado y acero. La reacción que se lleva a cabo es:

FeS2 + O2

Consulta en la siguiente dirección de internet la producción industrial del amoniaco y averigua otras de sus múltiples aplicaciones y la producción de este compuesto: https://bit.ly/2KHTARA

Con la información recabada, prepara una plática de cinco minutos para exponer ante el grupo.

Fe2O3 + SO2

§ Balancea la ecuación y socialicen los resultados de manera grupal. A continuación estudiarás tres tipos de relaciones estequiométricas.

Relaciones estequiométricas mol-mol Con este tipo de relaciones se pueden conocer los moles de una sustancia a partir de los moles de otra, que interaccionan en reacciones químicas, mediante una ecuación química escrita de manera correcta y balanceada. Ejemplo En la vulcanización del caucho se utiliza el dicloruro de diazufre. Para obtener este compuesto se calienta azufre, que está en forma de sulfuro de carbono, en una atmósfera con cloro, según la ecuación:

CS2 + Cl2

Figura 2.6 Gracias al dicloruro de diazufre, muchas personas se transportan alrededor del mundo.

CCl4 + S2Cl2

Supón que trabajas en un laboratorio de una industria llantera y te piden que halles los moles de cloro necesarios para producir 1.86 moles de dicloruro de diazufre. ¿Qué procedimiento debes seguir para estimar correctamente el resultado? Primero es necesario verificar que la ecuación esté bien escrita; es decir, que los átomos de los reactivos y de los productos sean de la misma especie: del lado izquierdo hay carbono, azufre y cloro; y del lado derecho hay los mismos, aunque formen otras moléculas; recuerda que son producto de una reacción química. Luego se debe revisar que la ecuación esté balanceada; en este caso no lo está, porque, se tienen:

El caucho fue descubierto de manera accidental por Charles Goodyear en 1839. Los descubrimientos accidentales no hubieran trascendido si las personas a las que les ocurrió el percance no hubieran tenido los suficientes conocimientos químicos para entender que si bien algo había fallado, también algo nuevo e importante había ocurrido, y sólo era necesario saber interpretarlo para encontrarle alguna aplicación práctica.

Por tanto, es necesario balancear la ecuación. En esta ecuación los átomos que se deben balancear son los de cloro, porque en los reactivos hay 2 y en los productos 6. Para ello, basta colocar un coeficiente estequiométrico igual que 3 en el cloro molecular que está a la derecha, porque el coeficiente no afecta a más átomos. Entonces:

CS2 + 3Cl2

CCl4 + S2Cl2

Ahora sí ya se puede hacer el cálculo estequiométrico mol-mol. 3 moles de Cl2 x

1 mol de S2Cl2 1.86 moles de S2Cl2

Al resolver para x, tenemos que = 5.58

Se necesitan 5.58 moles de Cl2 para producir 1.86 moles de S2Cl2.

A propósito de...

ACTIVIDAD 3

CG 8.2

CDBE 3

CDBE 7

CDBE 11

1. Analiza la ecuación y calcula lo que se indica. En el último paso para obtener ácido sulfúrico, se agrega agua al ácido pirosulfúrico para obtener el preciado ácido, según la ecuación:

H2S2O7 + H2O

2H2SO4

§ Halla los moles de ácido pirúvico que se necesitan para producir 3.2 moles de ácido sulfúrico; considera que la ecuación ya está balanceada. Observa que la relación entre el H2S2O7 y el H2O, para formar 2 moles de H2SO4, es 1:1.

Figura 2.7 Entre las muchas aplicaciones del ácido sulfúrico está la elaboración de fertilizantes.

§ ¿Y cuántos moles de agua son necesarios para obtener 3.2 moles de H2SO4? ¿Cómo llegaste al resultado? 2. Lee el planteamiento y contesta las preguntas. La lluvia ácida se produce cuando las emisiones de óxidos de nitrógeno y de azufre reaccionan con el agua de lluvia. Una de esas reacciones es la siguiente y se lee así: el dióxido de nitrógeno reacciona con el agua para producir ácido nitroso y ácido nítrico.

NO2 + H2O

HNO2 + HNO3

§ ¿Cuántos moles de ácido nítrico se producirán con 3.8 moles de dióxido de nitrógeno?

§ ¿Cuál es la relación entre el NO2 y el H2O para producir HNO2 y HNO3? § ¿Cómo se puede revertir el fenómeno de la lluvia ácida?

Siente y expresa Aunque la lluvia ácida inició con la Revolución Industrial, los investigadores comenzaron a estudiar sus efectos apenas en la década de los setenta del siglo pasado. Con el transcurso del tiempo, la acidez de estas lluvias se ha intensificado tanto que es tema de debates internacionales por los efectos sumamente dañinos que deja en los ecosistemas del mundo. ¿Qué sentimientos te produce saber que incluso en el polo norte se han registrado lluvias ácidas y que han muerto ecosistemas enteros por su causa? ¿Qué estás dispuesto a hacer para revertir este fenómeno en el futuro?

Relaciones estequiométricas masa-masa Ahora ya sabes que existe una relación directa entre moles y moléculas, pero esa misma relación también se da entre los moles y la masa. Se conoce como masa molar precisamente porque un mol contiene la masa molar de los átomos de un elemento dado, expresada en gramos. La relación cuantitativa entre las masas de las sustancias en una reacción química está dada por los coeficientes estequiométricos y por los subíndices, los cuales se multiplican por la masa molar.

Figura 2.8 El cloruro de magnesio es una sal mineral, y debe tenerse mucho cuidado con su ingesta, porque puede ocasionar graves daños renales.

Para resolver este tipo de ecuaciones se siguen los pasos siguientes: a) se balancea la ecuación; b) con ayuda de una tabla periódica se averiguan los pesos moleculares de las sustancias que interesan; y c) si es necesario se convierten a gramos las masas de los compuestos involucrados en el problema. Ejemplo El cloruro de magnesio es un compuesto mineral que ha causado un gran revuelo como producto casi milagroso para mantenerse sano y vital, pero también tiene otras aplicaciones, como en la industria textil, papelera y cementera, entre otras. Para obtener cloruro de magnesio existen varias opciones; la que nos interesa está dada por la siguiente ecuación, que se lee: el magnesio molecular reacciona con ácido clorhídrico y produce cloruro de magnesio e hidrógeno molecular.

Mg + HCl

MgCl2 + H2

La situación problemática consiste en hallar la masa de cloruro de magnesio que se puede producir si se hacen reaccionar 0.052 kilogramos de magnesio con ácido clorhídrico.

La reacción necesita balanceo estequiométrico, así que se realiza con el procedimiento conocido.

Mg + 2HCl

MgCl2 + H2

Se balancea la ecuación y se cuentan los átomos. 1

La ecuación ya está balanceada, así que se procede a hacer los cálculos.

Primero revisa si la ecuación está balanceada. Para ello cuenta los átomos de las sustancias tanto en reactivos como en productos.

Ahora debemos conocer las masas molares del magnesio y del cloruro de magnesio, para lo cual recurrimos a la tabla periódica y vemos lo siguiente: Magnesio (Mg) = 24.3 g Cloro (Cl) = 35.5 g Entonces: Masa molar (g) Magnesio

Cloruro de magnesio Mg: 24.3 × 1 = 24.3

En el mundo de las TIC Lee la información del artículo que se encuentra en la siguiente dirección de internet; luego visita a un especialista de la salud y hazle una entrevista que puedas grabar, con su autorización, en un celular.

Ahora necesitamos la equivalencia a gramos de los 0.052 kg del magnesio.

Contrasta lo que leíste con las indicaciones del entrevistado y forma tu propia opinión acerca de este tema de relevancia nacional y mundial.

Entonces:

https://bit.ly/2nr5sxV

24.3 × 1 = 24.3

Cl: 35.5 × 2 = 71

24.3

95.3

0.052 kg Mg [

]

100 g = 52 g 1 kg

Con estos datos hacemos una regla de tres simple y tenemos: x=

(52 g) (95.3 g) 24.3 g

Así hallamos que con 52 g de magnesio se pueden obtener 203.9 g de cloruro de magnesio. Ahora, con la ecuación balanceada, comprueba que cumple con la ley de la conservación de la materia.

Reactivos

Productos

MgCl2

Mg: 24.3 g × 1 = 24.3 g

Mg: 24.3 × 1 = 24.3 g Cl: 35.5 × 2 = 71.0 g

TOTAL 24.3 g

TOTAL 95.3

2 HCl

H: 1 × 2 = 2 g

Cl: 35.5 × 2 = 71 g TOTAL 73 g

TOTAL 2 g

GRAN TOTAL 97.3 g

Tanto en los reactivos como en los productos hay la misma cantidad de masa; por tanto se cumple la ley de la conservación de la materia.

ACTIVIDAD 4

CG 8.2

CDBE 3

CDBE 7

1. Resuelve lo que se pide. § ¿Cuántos gramos de Fe(OH)3 se producirán si tienes 760 g de FeCl3, de acuerdo con la siguiente ecuación química?

FeCl3 + NaOH

Fe(OH)3 + NaCl

§ Balancea la ecuación y comprueba. Fe Na Cl H O Figura 2.9 El hidróxido de hierro III, Fe(OH)3, se usa en el tratamiento de agua de los acuarios.

§ Calcula las masas molares de los compuestos involucrados en el problema.

§ Halla los gramos de Fe(OH)3.

§ Ahora comprueba que en la reacción balanceada se cumple con la ley de la conservación de la materia. Productos

FeCl3

Fe(OH)3

Fe: 1 × 55.85 = 55.85 g

Cl: 3 × 35.5 = 106.5 g

O: 3 × 16 = 48 g H: 3 × 1 = 3 g

TOTAL 162.35 g

TOTAL 106.85 g

3NaOH

3NaCl

Na: 3 × 23 = 69 g

O: 3 × 16 = 48 g

Cl: 3 × 35.5 = 106.5 g

H: 3 × 1 = 3 g TOTAL 120 g

TOTAL 175.5 g

GRAN TOTAL 282.35 g

Reactivos

Relaciones estequiométricas mol-masa En este tipo de relaciones estequiométricas los datos de uno de los compuestos está dado en unidades masa (gramos) y el otro en moles, independientemente de que se encuentren en los reactivos o en los productos. Para resolver las situaciones problema se sigue básicamente el mismo procedimiento que en las otras relaciones estequiométricas que has aprendido. Ejemplo En el laboratorio, el acetileno o etino C2H2 se obtiene al hacer reaccionar carburo de calcio (CaC2). La ecuación se lee: el carburo de calcio reacciona con agua para producir etino más hidróxido de calcio, y se representa así:

CaC2 + 2H2O

C2H2 + Ca(OH)2

Te han pedido que estimes los gramos de agua que se necesitan para reaccionar con 3.5 moles de carburo de calcio (CaC2). Lo primero es verificar que la ecuación esté balanceada. 1

Figura 2.10 El acetileno se usa en equipos de soldadura.

La ecuación no está balanceada y sólo se necesita igualar el número de hidrógenos y oxígenos. De tal modo, al hacer el balanceo lo más pertinente es agregar un coeficiente estequiométrico (2) al agua y volver a contar los átomos. 1

Ahora ya se tiene balanceada la ecuación y deben identificarse los compuestos directamente involucrados en la situación problema. En este caso son el CaC2 y el H2O, sólo que en esta ocasión el dato del carburo de calcio está expresado en moles y el dato del agua en gramos. De allí podemos hacer la relación: 1 mol de CaC2 reacciona con 2 moles de H2O

En el mundo de las TIC Revisa en la siguiente página de internet las precauciones en el uso del acetileno, e investiga si en los talleres de soldadura las consideran como parte de los protocolos de seguridad: https://bit.ly/2B0CtuD

Si un mol de H2O = 18 g, dos moles = 36 g, entonces: 1 mol de CaC2

36 g de agua

3.5 moles de CaC2

Resolviendo: x = 126 gramos de agua, necesarios para reaccionar con 3.5 moles de carburo de calcio.

ACTIVIDAD 5 1.

CG 8.2

CDBE 3

CDBE 7

CDBE 11

En las relaciones estequiométricas mol-masa, en ocasiones la incógnita se resuelve en moles y a veces en gramos. De esta manera, haz lo que se indica a continuación. § ¿Cuántos moles de cloro serán necesarios para producir 355 gramos de cloruro de sodio? La ecuación es:

Na + Cl2

NaCl

Figura 2.11 El cloruro de sodio ha estado presente en la vida cotidiana desde hace miles de años.

§ ¿Cuántos gramos de cloruro de cinc se pueden obtener de 4.5 moles de cinc? La reacción es:

Zn + HCl

ZnCl2 + H2

El cloruro de cinc se utiliza en la fabricación de pilas, las cuales suelen tirarse a la basura cuando dejan de funcionar, contaminando los cuerpos de agua y el suelo. Investiga cómo deben desecharse las pilas y propón otras opciones para que no contaminen.

Siente y expresa

¿Qué aprendí? Recapitulemos tus aprendizajes respecto a las reacciones químicas: ya sabes que estas se pueden efectuar no sólo en laboratorios o industrias, sino que están presentes en situaciones que ocurren en la naturaleza y en la vida cotidiana. En tus nuevos conocimientos también está que las reacciones se llevan a cabo a partir de uno o más reactivos que al combinarse dan lugar a nuevos productos, y que siempre debe cumplirse la ley de la conservación de la masa al inicio y después de la reacción.

ACTIVIDAD 6

CG 1.6 CG 4.5 CG 8.2

CDBE 3

CDBE 4

CDBE 7

CDBE 11

1. En equipos desarrollen la siguiente actividad. a. Visiten una industria de su localidad y averigüen las reacciones químicas que se procesan en esas instalaciones. Si en su ciudad no hay empresas de ese tipo, investiguen en otros medios como libros, periódicos, revistas o internet. b. Con la información recabada, hagan una monografía con los distintos tipos de reacciones. c. Para cada caso, contesten las preguntas: § ¿Qué aplicaciones tienen los productos y subproductos? § ¿Quién se encarga de balancear las ecuaciones en esa industria?, ¿qué implicaciones tiene no hacerlo bien? § ¿Contamina el proceso? ¿Se hace algo para mitigar esa contaminación? 2. Lee el siguiente fragmento de la obra Luces de bohemia y realiza lo que se pide.

ESCENA TERCERA (La Taberna de Pica Lagartos: Luz de acetileno: Mostrador de cinc: Zaguán oscuro con mesas y banquillos: Jugadores de mus: Borrosos diálogos.- Máximo Estrella y Don Latino de Hispalis, sombras en las sombras de un rincón, se regalan con sendos quinces de morapio.) […]

(El ciego saca una vieja cartera, y tanteando los papeles con aire vago, extrae el décimo de la lotería y lo arroja sobre la mesa: Queda abierto entre los vasos de vino, mostrando el número bajo el parpadeo azul del acetileno. La Pisa-Bien se apresura a echarle la zarpa.) Ramón María del Valle-Inclán (1924). Luces de bohemia, España. Disponible en https://bit.ly/2MhU4Cz

§ Consulta las palabras que no comprendas y relaciona el texto con lo que acabas de aprender: reacciones químicas y relaciones estequiométricas.

APRENDIZAJE ESPERADO Interpreta reacciones químicas de procesos presentes en su entorno, resolviendo problemas en los que intervienen reactivos limitantes, reactivos impuros y cuyo rendimiento sea incompleto, para regular aspectos económicos y ecológicos.

3. Reactivo limitante y rendimiento de reacción Para empezar Román trabaja como voluntario en la Cruz Roja Mexicana, y ayer tuvo que llenar cajas con alimentos y artículos de primera necesidad. Todas las cajas deben llevar el mismo contenido, una muestra de cada cosa, pero a veces tienen que suspender el trabajo porque se acaba algo y tienen que esperar hasta que lleguen más donaciones. Les dieron para empaquetar: 750 kilos de frijol, 830 latas de atún, 696 bolsas de arroz de medio kilo, 970 frascos de café, 1 075 jugos enlatados, 861 bolsas de pasta, 1 100 botellas de agua, 800 paquetes de cuatro rollos de papel sanitario (un paquete por caja) y 756 pastas de dientes. Eso les alcanzó para armar 696 cajas, pero todavía sobraron bastantes cosas: 54 kilos de frijol, 134 latas de atún, 274 frascos de café, 379 jugos, 165 bolsas de pasta, 404 botellas de agua, 104 rollos de papel y 60 pastas dentales. Lo que sí se acabó fueron las 696 bolsas de arroz, por eso suspendieron el trabajo. Lo anterior puede servir para hacer una analogía de lo que sucede en las reacciones químicas, las cuales están sujetas a la disponibilidad de los reactivos que han de formar los productos; es decir, si uno de los reactivos se termina antes de que se consuman los demás, la reacción ya no avanza porque uno de los reactivos se acabó, aunque de los demás reactivos sí haya cantidad suficiente. Al reactivo que se consumió en su totalidad se le denomina reactivo limitante, y los que no reaccionan en su totalidad son los reactivos en exceso.

ACTIVIDAD 1

CG 8.2

Cada brocheta de la imagen se hace con 2 fresas, 3 cuadritos de piña, 4 de melón y 2 trozos de kiwi. Si tienes 25 fresas, 50 trocitos de piña, 61 de melón y 24 rebanadas de kiwi, ¿cuántas brochetas completas puedes hacer? ¿Qué fruta se acaba primero al preparar las brochetas? ¿De qué frutas te sobran rebanadas y cuántas? ¿Qué fruta sería el reactivo limitante?

1. Lee el siguiente texto y contesta las preguntas que se plantean.

Avanza en tu aprendizaje

En busca del reactivo limitante Con la estequiometría se puede calcular la cantidad exacta de sustancias que se necesitan hacer reaccionar para formar un producto. Si las sustancias no se mezclan en las proporciones correctas, como se indica en las ecuaciones balanceadas, entonces se corre el riesgo de que uno de los reactivos se consuma por completo, y otro u otros queden en exceso. Existen dos formas para determinar el reactivo limitante. Uno de los métodos es calcular los gramos de los productos formados con las cantidades dadas de los reactivos. El reactivo que produce la menor cantidad de producto es el reactivo limitante. Para ello, se siguen los pasos que se indican a continuación: § Se balancea la ecuación. § Se convierten los datos a moles. § Se usa la estequiometría en cada reactivo para encontrar la masa del producto formado. § El reactivo que produce menos cantidad de producto es el reactivo limitante, y el que produce mayor cantidad es el reactivo en exceso. § Se resta la cantidad que reaccionó, del reactivo en exceso, a la cantidad de la muestra original. § El otro método es hallar y comparar los moles de los reactivos usados en las reacciones, siguiendo una metodología similar a la anterior. Ejemplo 1 El metano se produce de manera natural por la descomposición de la materia orgánica y antropogénica, por los combustibles fósiles y la explotación del ganado ovino y vacuno. Es un gas de efecto invernadero que en las últimas décadas se ha incrementado hasta en 1% anual. El metano reacciona con el oxígeno para producir dióxido de carbono y agua. La ecuación es:

CH4 + 2O2

CO2 + 2H2O

En la combustión del metano, ¿qué masa de dióxido de carbono se produce al reaccionar 15 g de metano con 50 g de oxígeno? Como la ecuación ya está balanceada, se calculan las masas molares de los reactivos y del producto en cuestión. Metano

Oxígeno

Dióxido de carbono

C: 1 × 12 = 12 g

O: 4 × 16 = 64 g

C: 1 × 12 = 12 g

H: 4 × 4 = 16 g Total: 16 g

Figura 3.1 Los gases invernadero retienen energía que retarda el regreso del calor al espacio. Dos de ellos son el metano y el dióxido de carbono, los cuales tienen un efecto muy importante en el calentamiento global.

Glosario antropogénica: conjunto de efectos producidos por las actividades humanas en el ambiente.

En el mundo de las TIC Ingresa a la siguiente página de internet, y luego de leer la información amplíala con otras fuentes para tener mayores referencias acerca del calentamiento global y cómo la sustentabilidad es una esperanza para el mundo. https://bit.ly/2vdVA1u

O: 16 × 2 = 32 g Total: 64 g

Total: 44 g

Ahora se procede a calcular la masa de los reactivos con los datos proporcionados para saber cuánto producto pueden formar al reaccionar.

Para el metano tenemos:

Infórmate En el libro 365 soluciones para reducir tu huella de carbono, de Joanna Yarrow, se pueden encontrar consejos para reciclar, ahorrar energía, vivir sin contaminar y respuestas a preguntas ambientales en la vida cotidiana. Fue publicado en Barcelona en 2008 por Editorial Blume. Si Joanna escribió 365 soluciones, piensa en algunas de ellas y coméntalas en clase.

15 g de CH4 × 44 g de CO2 16 g de CH4

= 41.25 g de CO2

Para el oxígeno tenemos: x=

50 g de O2 × 44 g de CO2 64 g de O2

= 34.37 g de CO2

Se observa que: Con 15 g de metano se producen 41.25 g de CO2. Con 50 g de oxígeno se producen 34.37 g de CO2. Se puede concluir que el reactivo limitante es el oxígeno, porque con él se produce menor cantidad de dióxido de carbono que con el metano, y por consiguiente el reactivo en exceso es el metano. Asimismo, la cantidad real que queda de dióxido de carbono es la que se produce con el reactivo limitante; en este caso quedarían 34.37 g de CO2. Con los datos que se han obtenido también se puede saber la cantidad real de reactivo en exceso que queda luego de que se detuvo la reacción. Para lograrlo, a la cantidad original del reactivo en exceso (metano, en este caso) se le resta la cantidad que reaccionó. Entonces, tenemos que: 50 g O2 ×

1 mol O2 32 g O2

1 mol CH4 2 mol O2

16 g CH4 1 mol CH4

= 12.5 g CH4

El resultado anterior, 12.5 g de metano, es la cantidad que reaccionó y debe restarse a los gramos de metano que estaban contemplados al inicio:

Del reactivo en exceso (metano) quedan 2.5 g sin reaccionar. Ejemplo 2 El bioetanol es una promesa al utilizarlo como combustible para los automóviles, no sólo porque ofrece mayor rendimiento que la gasolina, sino que en su producción se utilizan recursos renovables como la papa, caña de azúcar y sorgo, entre otros, y se reducen los índices de contaminación. En su reacción de combustión con el oxígeno se genera dióxido de carbono y agua.

C2H6O + 3O2 Figura 3.2 El bioetanol también se puede obtener del maíz.

2CO2 + 3H2O

Calcula el número de moles de dióxido de carbono que se producen al reaccionar 4.9 moles de etanol con 5.6 moles de oxígeno. ¿Cuál reactivo es limitante y cuál está en exceso? ¿Cuántos moles quedan sin reaccionar del reactivo en exceso?

15 g de metano − 12.5 g de metano = 2.5 g de metano.

En este caso la reacción ya está balanceada, así que se procede a determinar el reactivo limitante y en exceso. Para ello se hace la relación para el primer reactivo (etanol): si un mol de etanol produce 2 moles de dióxido de carbono, ¿cuántos moles de dióxido de carbono se producirán a partir de 4.9 moles de etanol? x=

4.9 m de C2H6O × 2 m de CO2

= 9.8 m de CO2

1 m de C2H6O

Una relación similar se hace ahora para el oxígeno. x=

5.6 m de O2 × 2 m de CO2 3 m de O2

= 4.9 m de CO2

De estos resultados vemos que con el oxígeno se obtienen menos moles del producto (dióxido de carbono), y por tanto el oxígeno es el reactivo limitante y el etanol es el reactivo que queda en exceso. Para saber cuántos moles de etanol quedan en exceso, a la cantidad original de etanol que se quería hacer reaccionar (4.9 moles) se le resta la cantidad de moles que reaccionan (del mismo etanol), pero como no conocemos cuánto etanol reacciona, se plantea la relación: de la ecuación balanceada tenemos que 3 moles de oxígeno reaccionan con 1 mol de etanol, entonces, de los datos que tenemos, ¿cuántos moles de etanol reaccionan con 5.6 moles de oxígeno? x=

5.6 m de O2 × 1 m de C2H6O 3 m de O2

Siente y expresa Para producir bioetanol son necesarias grandes extensiones de terreno para los cultivos, los mismos que se podrán aprovechar para consumo humano. ¿Cuál es tu posición al respecto: energías más limpias para revertir la contaminación y el cambio climático o tener autosuficiencia alimentaria? Comenten de manera grupal este gran dilema.

= 1.86 m de C2H6O

La cantidad de etanol que reacciona es: 1.86 moles. Entonces, a la cantidad de moles de etanol, que al inicio se quería hacer reaccionar, se le restan los moles que reaccionaron para obtener los moles de etanol que no se consumieron.

4.9 moles de etanol – 1.86 moles de etanol = 3.04 moles de etanol De aquí sabemos que 3.04 moles de etanol no reaccionaron porque la reacción química se detuvo. La cantidad de CO2 que se forma es la que se obtiene con el reactivo limitante = 3.73 moles de CO2.

ACTIVIDAD 2

CG 8.2

CDBE 3

1. Lee con atención cada inciso y calcula lo que se pide. a. El cloruro de hierro III tiene aplicaciones en la industria electrónica, donde se utiliza para la producción de placas de los circuitos impresos y en la potabilización de agua y tratamiento de aguas residuales. Si el cloruro de hierro III reacciona con sulfuro de hidrógeno, produce ácido clorhídrico más sulfuro de hierro III. La ecuación es:

FeCl3 + H2S

HCl + Fe2S3 43

§ Si haces reaccionar 82 g de cloruro de hierro III con 43 g de sulfuro de hidrógeno, ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?

Figura 3.3 El ácido clorhídrico tiene múltiples aplicaciones en la industria alimentaria, como en el proceso de elaboración de la grenetina.

§ ¿Qué cantidad de reactivo en exceso queda sin reaccionar? b. Tienes en reacción 4.8 moles de fluoruro de plomo con 6.2 moles de cloruro de fósforo III, de acuerdo con la siguiente reacción:

PbF2 + PCl3

PF3 + PbCl2

§ Halla el número de moles de cloruro de plomo que se producen.

§ Halla el reactivo limitante, el reactivo en exceso y la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.

El rendimiento de una reacción ¿Recuerdas las brochetas de la primera página de esta secuencia? Si fueras seleccionado en prepararlas para una reunión, tendrías que cortar la cantidad exacta de cubitos de fruta para no desperdiciar nada y luego procederías a insertarlos en los pinchos. Si se te llegaran a caer algunos trocitos o no los usaste porque la fruta estaba muy madura, ya no completarías los pinchos y entonces tu producción de brochetas bajaría; ya no sería la que estimaste. La primera estimación que hiciste se denomina rendimiento teórico, y las brochetas que sí pudiste hacer completas es el rendimiento real. Algo muy parecido sucede en las reacciones químicas. La cantidad teórica de producto corresponde a la máxima cantidad que puede obtenerse a partir de una cantidad conocida de reactivos, según lo indique la ecuación química debidamente balanceada y suponiendo que todos los reactivos involucrados se consumen por completo. Dicho de manera sencilla: es la cantidad de producto que se obtendría si reaccionara todo el reactivo limitante. Sin embargo, al igual que los accidentes que pueden ocurrir con las brochetas, durante el tiempo en que tiene lugar un reacción química pueden suceder algunos imprevistos o variables que no se controlan adecuadamente. Algunas de las principales razones por las cuales disminuye el rendimiento de una reacción son las siguientes. Pérdida de reactivos durante la manipulación. § Las condiciones no son las adecuadas: temperatura baja, por ejemplo, que hace que las reacciones no se completen.

Figura 3.4 El rendimiento de una reacción disminuye cuando, por ejemplo, una parte del producto se adhiere a las paredes del matraz o recipiente en que se efectuó.

§ La separación del producto de la mezcla final es complicada y el producto no logra aislarse por completo. § Presencia de reacciones secundarias que den lugar a subproductos. Esto puede suceder cuando reaccionan más de dos sustancias.

§ Pureza de los reactivos (esto lo verás más adelante). En la práctica, el rendimiento de una reacción química siempre será menor al rendimiento teórico. La proporción entre la cantidad de producto obtenida y la cantidad teórica esperada, expresada en porcentaje, se denomina rendimiento de la reacción, y se debe tener especial cuidado con él porque implica incrementos en el gasto económico si se obtienen rendimientos bajos. % de rendimiento =

cantidad de producto obtenida cantidad de producto teórico

× 100

O lo que es lo mismo: % de rendimiento =

rendimiento real rendimiento teórico

× 100

Ejemplo El cobre es atacado por ácido sulfúrico, de acuerdo con la siguiente reacción:

Cu + 2H2SO4

CuSO4 + SO2 + 2H2O

¿Qué cantidad de cobre será necesaria para obtener 50 g de sulfato de cobre, si el rendimiento de la reacción es de 60%?

Figura 3.5 El sulfato de cobre se utiliza como fungicida en plantas, y con esto se puede evitar la pérdida de cosechas.

Recuerda que lo primero por hacer es balancear la ecuación. Como en este caso ya está balanceada, se calcula la masa molar de los reactivos y productos involucrados. Cu

CuSO4

Cu: 1 × 63.5 = 63.5 g

Cu: 1 × 63.5 = 63.5 g S: 1 × 32 = 32 O: 4 × 16 = 64 g

Total: 63.5 g

Total: 159.5 g

Primero se obtiene el rendimiento de los 159.5 g de sulfato de cobre, y podemos relacionar: (159.5 g CuSO4) (60%) 100%

= 95.7 g de CuSO4

Para verificar que el rendimiento sí es 60%: % rendimiento =

95.7 g de CuSO4 159.5 g de CuSO4

× 100 = 60%

Para obtener el gramaje de cobre se relaciona:

95.7 g de CuSO4

= 33.17 g de Cu

Así, se halla que con 33.17 g de cobre se pueden obtener 50 g de CuSO4, con eficiencia de la reacción de 60%.

ACTIVIDAD 3 1.

CG 8.2

CDBE 3

Calcula el rendimiento de la reacción del metano que estudiaste en las páginas 41 y 42.

(50 g CuSO4) (63.5 g de Cu)

2. Lee las siguientes situaciones y en cada caso resuelve lo que se indica. a. El titanio es un elemento que se usa ampliamente en medicina, sobre todo en el área de ortopedia para hacer prótesis. Para obtener titanio se usa magnesio metálico fundido a temperaturas que oscilan entre los 950-1 150 °C. La ecuación de la reacción es:

TiCl4 + Mg

Ti + MgCl2

§ Si se hacen reaccionar 760 g de TiCl4 con 525 g de Mg, calcula el rendimiento teórico de Ti y su rendimiento real, teniendo en cuenta que la eficiencia de la reacción es de 75%.

Figura 3.6 El titanio está presente en el arte, porque es un ingrediente de la pintura blanca.

b. En un proceso a pequeña escala se hacen reaccionar 3.5 kg de fluoruro de calcio con exceso de ácido sulfúrico y se producen 650 g de floururo de hidrógeno. § De acuerdo con la descripción de la reacción, escribe la ecuación de la reacción química y balancéala. § ¿Cuál es el reactivo limitante?

§ Calcula el porcentaje de rendimiento del HF.

Pureza de reactivos y productos Los ingenieros trabajaban sin descanso: se acercaba la inauguración de la empresa en la que se fabricarían acumuladores para automóviles. Todo había sido perfectamente calculado, sobre todo las ecuaciones químicas que participaban en el proceso. Personal y directivos estaban muy entusiasmados porque habría trabajo para muchas familias. El día de la inauguración todo era algarabía y sonrisas, pero no pasó ni un mes cuando tuvieron las primeras experiencias no tan gratas: las reacciones químicas que se llevaban a cabo dentro de los acumuladores resultaban muy violentas y hubo varios casos en los que explotaron. Figura 3.7 El control de calidad es vital en la industria, y va en todas direcciones.

Los laboratoristas manifestaron desde un inicio que el ácido sulfúrico se contaminaba al estar descubiertas las piletas en donde se hacían las mezclas, y que el óxido de plomo que recibían contenía sustancias no propias de esa materia prima, lo que afectaba el avance de las reacciones químicas. A los directivos no les importó esa opinión y siguieron adelante. Al cabo de un año, luego de intentar hasta lo imposible para corregir los inconvenientes, la empresa tuvo que cerrar sus operaciones después de varias demandas de los consumidores. Del cuaderno en donde se balancean ecuaciones químicas en condiciones normales y los cálculos estequiométricos indican la cantidad exacta de reactivos, a las ajetreadas horas de trabajo en una industria química, pueden suceder muchas cosas: acaso los reactivos no se mezclan en las proporciones establecidas, tal vez se pasan por alto las condiciones en que se debe llevar a cabo la reacción o puede ser, entre otras razones, que los reactivos contengan impurezas, lo que tendrá un efecto no sólo en la obtención de los productos de la reacción, sino en las preferencias del público. Por lo anterior, es importante calcular el porcentaje de pureza. En química se hace de la siguiente manera:

En represalia porque su supervisor le llamó la atención por estar jugando con el celular, una joven se dirigió al almacén de materias primas y contaminó el ácido que servía como reactivo. Debido a esto la compañía tuvo pérdidas millonarias y transcurrieron varios años para poder recuperarse. Ella fue despedida y nunca volvió a encontrar empleo porque fue boletinada. ¿Qué piensas de lo que hizo la empleada? ¿Cómo hubieras actuado?

Ejemplo 1 Se tienen 60 kg de piedra caliza, cuya pureza en carbonato de calcio es 95%. ¿Cuántos kilogramos de óxido de calcio se obtendrán por descomposición térmica de la misma? La ecuación química es:

CaCO3

CaO + CO2

La ecuación ya está balanceada, así que se prosigue a la determinación de las masas molares de las partes involucradas en el problema. CaCO3

CaO

Ca: 1 × 40 = 40 g

C: 1 × 12 = 12 g

O: 1 × 16 = 16 g

O: 3 × 16 = 48 Total: 100 g

Total: 56 g

Siente y expresa

Ahora debe calcularse la cantidad de carbonato de calcio correspondiente a 95%, porque los 60 kg corresponden al 100%. Entonces: (60 kg CaCO3) (95%) 100%

= 57 kg de CaCO3

Tenemos que 57 kg de carbonato de calcio corresponden a 95% de pureza. Con esto ya se puede calcular la cantidad de óxido de calcio que se obtendría. Para ello se hace la relación usando las masas molares: (57 kg CaCO3) (0.056 kg CaO) 0.1 kg de CaCO3

= 31.92 kg de CaO

Figura 3.8 ¿En qué parte del proceso de la elaboración de tamales se usa el óxido de calcio (CaO)?

Se obtienen 31.92 kg de óxido de calcio. Ejemplo 2 La siguiente reacción es de neutralización:

HCl + Ca(OH)2

CaCl2 + H2O

En ella se usan 150 g de ácido clorhídrico a 70% de pureza, y para neutralizar el ácido, este se hace reaccionar con hidróxido de calcio para producir cloruro de calcio y agua. Calculemos la cantidad que se obtiene de cloruro de calcio. Primero se balancea la ecuación química. Al hacer el balanceo, tenemos:

2HCl + Ca(OH)2

CaCl2 + 2H2O

Luego se obtienen las masas molares de los reactivos y productos implicados en el problema.

HCl

CaCl2

H: 1 × 1 = 1 g

Ca: 1 × 40 = 40g

Cl: 1 × 35.5 = 35.5 g

Cl: 2 × 35.5 = 71 g

Total: 36.5 g

Total = 111 g

Ahora se hallan los moles de ácido clorhídrico que hay en 150 g de dicho ácido. (1 mol de HCl) (150 g ácido clorhídrico) 36.5 g de HCl

= 4.1 moles de HCl

Esa cantidad de moles está a 100% de pureza; entonces se hace una relación para saber cuántos moles están a 70% de pureza, como se planteó. (4.1 mol de HCl) (70%) 100%

Figura 3.9 El cloruro de calcio se usa en la elaboración de quesos para dar firmeza a la cuajada.

= 2.87 moles de HCl

Si 2 moles de ácido clorhídrico producen 1 mol de cloruro de calcio, ¿cuánto cloruro de calcio se producirá con esos 2.87 moles de ácido clorhídrico? (2.87 mol de HCl) (1 mol CaCl2) 2 moles de HCl

= 1.43 moles de CaCl2

Esa cantidad de moles es lo que necesitábamos para relacionarla con la masa molar del cloruro de calcio y saber los gramos que se producen. Entonces: (1.43 mol de CaCl2) (111 g de CaCl2) 1 mol de CaCl2

= 158.73 g de CaCl2

Se obtienen 158.73 g de cloruro de calcio. Figura 3.10 La alúmina se emplea en la producción de aluminio.

ACTIVIDAD 4

CG 8.2

CDBE 3

1. Analiza las reacciones y obtén los productos. a. El óxido de mercurio se descompone térmicamente para producir mercurio y oxígeno. Al hacer esto, y analizarlo con una mente sagaz, Joseph Priestley descubrió el oxígeno. Si tienes una muestra inicial de HgO de 16.7 g con 85% de pureza, ¿cuántos gramos de Hg se obtienen? La ecuación de la reacción es:

Hg + O2

b. Si se calcina hidróxido de aluminio, se obtiene alúmina más agua. Si se tiene hidróxido de aluminio con 90% de pureza, ¿cuántos gramos de alúmina se obtienen con 130 g de hidróxido de aluminio? La ecuación de la reacción es:

Al(OH)3

Al2O3 + H2O

HgO

¿Qué aprendí? La química no sólo se desarrolla en los laboratorios o en las grandes industrias. Es una ciencia que está a tu alrededor, y sus conceptos tienen casi siempre aplicaciones prácticas o pueden ser de gran ayuda en la vida cotidiana. Por ejemplo, en este tema viste el concepto “reactivo en exceso”, y acaso podrías imaginar que sólo es de importancia al hacer cálculos estequiométricos, pero no es así. Este concepto adquiere vital importancia cuando se trata de envenenamientos o intoxicaciones de personas y otros seres vivos, porque los antídotos o medicamentos que se les debe suministrar son reactivos en exceso que detienen, por ejemplo, el veneno de una araña reaccionando en el organismo.

ACTIVIDAD 5

CG 1.6 CG 4.5 CG 8.2

CDBE 3

CDBE 7

1. De manera individual, investiga y haz lo que se indica a continuación. a. Averigua los nombres de antídotos contra venenos o intoxicaciones, en qué dosis deben ser aplicados, qué factores se tienen en cuenta para ello, y si en la región donde vives o en tu casa se dispone de ellos.

Figura 3.11 El bicarbonato de sodio funge como reactivo en exceso por intoxicación con metanol, usado para adulterar bebidas alcohólicas.

ACTIVIDAD § ¿Qué es un mol? § ¿Cuál es la constante de Avogadro? § ¿Qué es la masa molar? 2. Completa el siguiente cuadro y responde las preguntas. Moles

Número de átomos

Masa molar (g)

1 mol de sodio (Na) 1 mol de aluminio (Al) 1 mol de azufre (S) 2 moles de cloro (Cl) 0.5 moles de calcio (Ca) § ¿Qué sucedería si te regalaran un mol de zapatos? § ¿Cómo puedes obtener un mol de oro? 3. Observa la siguiente imagen y contesta la pregunta.

22.4 L

1 mol H2

1 mol N2

1 mol Cl2

1 mol I2

§ ¿Es correcto lo que se expresa con la imagen? ¿Por qué?

INTEGRO MIS SABERES

1. Contesta.

4. Responde de manera breve las siguientes preguntas. § ¿Qué enuncia la ley de la conservación de la materia? § ¿Es cierta la aseveración anterior en todo tipo de reacciones? § ¿Qué es la estequiometría? 5. Define con tus palabras los siguientes conceptos. § Reactivo limitante. § Reactivo en exceso.

6. Dibuja un ejemplo de reactivo limitante y uno de reactivo en exceso.

7. Reflexiona y contesta. § En una reacción química, ¿por qué es importante la pureza de los reactivos?