GUÍA DE AUTOAPRENDIZAJE QUÍMICA 12 BTI - Instituto ...
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MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
II TRIMESTRE
GUÍA DE AUTOAPRENDIZAJE
QUÍMICA 12°BTI
Profesora Raquel Ruiz raquel.ruiz1@meduca.edu.pa
Hora de consulta: Lunes de 2:30-2:50 pm
Profesor Omar Granados:omar.granados1@meduca.edu.pa
Hora de consulta: Martes de 8:00-8:20 am
FECHA DE ENTREGA DE LA GUÍA DE LOS ESTUDIANTES
A LOS PROFESORES: JUEVES 19 DE AGOSTO DE 2021
-1-
ÍNDICE DE CONTENIDO
Introducción .............................................................................................................................................. 3
Objetivos Generales… ............................................................................................................................ 4
Competencias…....................................................................................................................................... 4
Recomendaciones Generales… ........................................................................................................... 4
Guía de Aprendizaje # 1: Estequiometría en fórmula… .................................................................... 5
Introducción .............................................................................................................................................. 6
Concepto de Mol… .................................................................................................................................. 6
Actividad 1................................................................................................................................................. 7
Constante de Avogadro… ...................................................................................................................... 8
Masa Molar… ........................................................................................................................................... 8
Actividad 2................................................................................................................................................. 9
Volumen Molar… ..................................................................................................................................... 9
Cálculo de Densidad ............................................................................................................................... 9
Actividad 3................................................................................................................................................. 10
Actividad 4................................................................................................................................................. 10
Porcentaje de Composición ................................................................................................................... 11
Actividad 1................................................................................................................................................. 12
Fórmula Empírica y molecular… ........................................................................................................... 12
Actividad 1................................................................................................................................................. 13
Autoevaluación ......................................................................................................................................... 13
Bibliografía ................................................................................................................................................ 14
Guía de Aprendizaje # 2: Reacciones Químicas… ............................................................................ 15
Introducción .............................................................................................................................................. 16
Ecuaciones Químicas.................................................................................................................17
Partes de una Ecuación Química .......................................................................................................... 17
Actividad 1..................................................................................................................................18
Tipos de Reacciones ............................................................................................................................... 18
Reacciones de Síntesis o Combinación............................................................................................... 19
Reacciones de Análisis o Descomposición ......................................................................................... 19
Reacciones de Desplazamiento Simple…........................................................................................... 20
Reacciones de Desplazamiento Doble.......................................................................................21
Actividad 2..................................................................................................................................22
Ajuste de Ecuaciones Químicas: Balance ........................................................................................... 23
Actividad 1................................................................................................................................................. 26
Autoevaluación ......................................................................................................................................... 27
Bibliografía ................................................................................................................................................ 27
-2- Guía de Aprendizaje # 3: Estequiometría en Reacciones ..........................................................28 Introducción ................................................................................................................................29 Cálculos Estequiométricosde Moles… ................................................................................................. 30 Cálculos Estequiométricos de Masa..................................................................................................... 31 Cálculos Estequiométricos de Volumen............................................................................................... 31 Cálculos Estequiométricos de Partículas. ................................................................................. 31 Actividad 1................................................................................................................................................ 32 Reactivo Limitante………………………………………………………………………………… 32 Rendimiento Teórico……………………………………………………………………………… 34 Porcentaje de Rendimiento……………………………………………………………………… 34 Actividad 1…………………………………………………………………………………………. 34 Autoevaluación……………………………………………………………………………………. 35 Bibliografía…………………………………………………………………………………………. 35
-3-
QUERIDO ESTUDIANTE
INTRODUCCIÓN
Es un gusto para nosotros poder compartir esta guía contigo y así contribuir a tu educación y autoaprendizaje. Desde hoy y
hasta el final de este trimestre, debes dedicar 5 horas de tu semana, para adquirir estos conocimientos, desarrollar
habilidades, generar y potencializar mentalidades de nuestros tres temas principales:
Tema 1: Estequiometría en Fórmula.
En muchas situaciones de la vida cotidiana intervienen varios elementos que juntos producen un resultado distinto, según
las cantidades de cada uno. Si volvemos al ejemplo del tema 2, y a la preparación de una dosis para un paciente con una
dolencia, vemos que se relaciona directamente con cantidades específicas de sustancia químicas. Si se modificaran las
cantidades en ese caso, no se produciría los resultados deseados. La estequiometría se ocupa de los cálculos necesarios
para establecer relaciones cuantitativas de los átomos que forman una sustancia. ¿Te diste cuenta de su importancia?
Tema 2: Reacciones Químicas.
¿Te has puesto a pensar por qué un clavo se oxida, o por qué se daña la carne si queda afuera del refrigerador? O, ¿cómo
las plantas fabrican sus frutos? En esta sección podrás encontrar las respuestas a algunas situaciones de la vida cotidiana
que se relacionan con la transformación de la materia, gracias a las reacciones química.
Tema 4: Estequiometría en Reacciones.
En muchas situaciones de la vida cotidiana intervienen varios elementos que juntos producen un resultado distinto, según
las cantidades de cada uno. Si volvemos al ejemplo del tema 2, y a la preparación de una dosis para un paciente con una
dolencia, vemos que se relaciona directamente con cantidades específicas de sustancia químicas. Si se modificaran las
cantidades en ese caso, no se produciría los resultados deseados. La estequiometría se ocupa de los cálculos necesarios
para establecer relaciones cuantitativas de los átomos que forman una sustancia. ¿Te diste cuenta de su importancia?
Te aconsejamos que investigues, en libros de texto y en la web más sobre estos temas. Recuerda que depende de ti el éxito
del desarrollo de esta guía.
Por tal motivo, ¡la metodología de trabajo es la siguiente!
1. Encontrarás una explicación sobre los contenidos teóricos y referencias de los pasos que debes saber para desarrollar las
habilidades.
2. Podrás practicar los conocimientos y habilidades a medida que avanzas en la lectura, y lo mejor es que tendrás una guía
detallada de cómo hacerlo.
3. Luego de que ya practicaste, es hora de evaluar lo aprendido y de cómo fue tu proceso de aprendizaje.
1. Conoce y explora el tema.
2. Verifica tu aprendizaje.
3. Evaluación y retroalimentación.
-4-
OBJETIVOS GENERALES:
La educación del futuro requiere personas capaces de resolver problemas y situaciones cotidianas, es por ello que la
preparación académica juega un papel importante.
Fortalecer el aprendizaje y uso de las diferentes formas de expresión oral y escrita, con un alto grado de eficiencia.
Ampliar el desarrollo del pensamiento lógico matemático y su utilización en la resolución de problemas matemáticos en la
vida cotidiana, particularmente en sus estudios superiores.
Desarrollar las habilidades intelectuales que les permita decodificar, procesar, reconstruir y transmitir información en una
forma crítica y por diferentes medios aplicando el pensamiento creativo y la imaginación en la solución de problemas y en la
toma de decisiones que les permitan asimilar los cambios y contribuir al proceso de transformación social en diversos
órdenes.
Valorar la importancia de la educación, a lo largo de toda la vida, como medio de acceder al conocimiento y así estar en
condiciones de participar en la generación de conocimientos, en los beneficios del desarrollo científico y tecnológico desde
una perspectiva crítica asumiendo una conducta ética y moral socialmente aceptable.
COMPETENCIAS:
1. Utiliza la tecnología como herramienta de apoyo en el proceso de enseñanza aprendizaje con responsabilidad
social.
2. Demuestra capacidad permanente para obtener y aplicar nuevos conocimientos y adquirir destrezas.
3. Expresa las ideas, experiencias o sentimientos mediante diferentes medios artísticos tales como las artes que le
permiten interaccionar mejor con la sociedad.
4. Actúa responsablemente frente al impacto de los avances científicos y tecnológicos en la sociedad y el ambiente.
5. Cuestiona, reflexiona e investiga permanentemente acerca de la inserción de los conceptos matemáticos en
situaciones prácticas de la vida cotidiana.
RECOMENDACIONES GENERALES….
Para que comprendas muy bien cada guía es importante que consideres lo siguiente:
1. Dedícale unos 20 minutos de tu entera atención al comienzo de cada tema.
2. Sé constante. Organízate. Programa cinco (5) horas cada semana al desarrollo de las guías.
3. Te recomendamos que te distancies de distracciones como el celular, televisión, lugares con exceso de ruido.
4. Debes estar muy cómodo y con buena iluminación.
5. Debes tener todo lo que vas a necesitar a mano. Desde lápiz y papel, hasta la calculadora y la Tabla periódica. Así
no tendrás que estar interrumpiendo tu aprendizaje para buscar algo.
¡VAMOS A COMENZAR!
¡VAMOS A EMPEZAR!
-5-
MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
QUÍMICA
TRIMESTRE II
GUÍA #1
ESTEQUIOMETRÍA EN FÓRMULA
12° BTI
PROFESORA RAQUEL RUIZ
PROFESOR OMAR GRANADOS
FECHA LÍMITE DE ENTREGA: VIERNES 27 DE AGOSTO DE 2021
-6-
GUÍA # 1
ESTEQUIOMETRÍA EN FÓRMULA
OBJETIVO ESPECÍFICO INDICADORES DE LOGROS
Aplica conceptos y procedimientos para realizar cálculos Describe, de forma oral, y escrita, los diversos términos y
de cantidades de masa, moles y partículas a partir de conceptos relacionados con la estequiometría.
símbolos y fórmulas químicas. Realiza cálculos estequiométricos para determinar y
Reconoce la importancia del dominio de la estequiometría expresar cantidades de sustancias a partir de sus
a partir de fórmulas químicas como base para el desarrollo respectivas fórmulas químicas.
de otros temas.
INTRODUCCIÓN
En muchas situaciones de la vida cotidiana intervienen varias sustancias que al mezclarse producen un resultado distinto,
según la cantidad de cada uno, por ejemplo, la consistencia y sabor del pan o dosis de medicamentos que necesita un
paciente para tratar un padecimiento.
Los átomos se combinan para formar moléculas y compuestos. Se deben combinar en las cantidades adecuadas para que
se produzcan las sustancias esperadas. El área de la Química que se dedica a estudiar las relaciones cuantitativas entre los
átomos que constituyen esas sustancias es la Estequiometría. Se ocupa de los cálculos para establecer la relación entre las
masas, los moles y los volúmenes de los reactivos y los productos que intervienen en una reacción química.
CONCEPTO DE MOL
Cuando tomamos una pequeña cantidad de algún compuesto y lo pesamos en una balanza, estamos manipulando un
número enorme de átomos individuales, debido a que la masa en gramos de un átomo es sumamente pequeño. Para evitar
el problema de hacer cálculos a partir de números muy grandes o muy pequeños, se emplea una unidad, llamada Mol.
Cuando se utiliza el término mol es necesario aclarar se trata de un mol de átomos, de un mol de moléculas o de otro tipo
de partícula elemental. Así,
6,022 × 1023 átomos = 1 mol de átomos
6,022 × 1023 moléculas = 1 mol de moléculas
-7-
Para la interpretación del mol como expresión de cantidad de sustancia, consideremos los siguientes ejemplos:
EJEMPLO # 1 La ecuación representa la formación de iones de plata e iones de cloruro:
AgCl Ag 1+ + Cl 1-
Un mol de cloruro de plata produce al disociarse en iones, un mol de Ag 1+ y un mol de Cl 1- , por consiguiente, se liberan
6,022 x 10 23 iones de plata y 6,022 x 10 23 iones cloruro.
¿Cuántos moles átomos hay en 2 mol de átomos de un elemento?
Átomos de un elemento = 2 mol x 6, 022 x 10 23 átomos =
1 mol
= 1.20 x 10 24 átomos
¿Cuántos moles de átomos hay contenidos en 3,01 x 10 23 átomos?
Moles de un elemento = 3,01 x 10 23 átomos x 1mol
6, 022 x 10 23 átomos
= 0,50 mol
ACTIVIDAD # 1 Relaciona el concepto de mol con conceptos de la vida cotidiana
1. Menciona 6 palabras de nuestro idioma utilizadas para expresar cantidad de cosas:
1. Un auto móvil tiene 4 ruedas, 2 lámparas y 1 espejo. Un mol de auto debe tener:
mol de ruedas
mol de lámparas
mol de espejos
2. Un mol de patineta expresa patinas, que se mueven sobre mol de ruedas.
3. La fórmula del etano es C2H6 , lo que nos lleva a pensar que:
Un mol de moléculas de C2H6 contiene mol de átomos de hidrógeno y mol de átomos
de carbono.
Tres mol de moléculas de C2H6 contienen mol de átomos de carbono.
El número total de moles de átomos en una muestra de 4 mol de moléculas de C2H6 es:
4. En un mol de C2H2 (acetileno), podemos indicar que hay:
mol de átomos de hidrógeno átomos de hidrógeno.
mol de átomos de carbono átomos de carbono.
5. ¿Cuántos átomos de sodio hay en 0,25 mol de átomo de sodio?
6. ¿Cuántos moles de moléculas corresponden a 1,50 x 10 24 moléculas de magnesio?
-8-
CONSTANTE DE AVOGADRO
A la constante 6,022 × 1023 se le conoce como Constante de Avogadro, en honor al químico italiano Amadeo Avogadro. El
número de Avogadro es un concepto de mucha utilidad en química. Por ejemplo, sirve para calcular la masa relativa de un
átomo de cualquier elemento y el número de átomos o partículas presentes en una masa determinada de una sustancia dada.
MASA MOLAR
Un mol de cualquier sustancia pura tiene una masa en gramos igual numéricamente a la masa atómica o a la masa
molar de la sustancia. De manera que, si consideramos cualquier elemento, la masa de un mol de átomos será igual
a la masa atómica expresada en gramos.
Un mol de un elemento es equivalente a la masa atómica de ese elemento expresada en gramos.
La masa molar en gramos de un mol de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los elementos que lo
constituyen.
EJEMPLO # 1
Primero se calcula la masa molar en la siguiente forma:
1. ¿Cuál es la masa de 0,10 mol de H2SO4 ?
H2SO4 H: 2 x 1 = 2g
Masa de 0,10 mol de H2SO4 = 0,10 mol de H2SO4 x _98 g_
S: 1 x 32 = 32 g Se suma 1 mol
O : 4 x 16 = 64 g = 9,8 g de H2SO4
= 98 g / mol
Elementos Masa MASA MOLAR
Subíndices atómica 2. ¿Cuántos mol hay contenidos en 3, 05 g de H2SO4 ?
Mol de H2SO4 = 3,05 g de H2SO4 x _1 mol_
98 g
La masa molar significa: = 0,03 mol de H2SO4
1 mol H2SO4 = 98 g de H2SO4
En un mol de ácido sulfúrico hay 98 g de ácido sulfúrico
-9-
ACTIVIDAD # 2
Calcule la masa o los moles para cada problema, según lo solicitado.
1 El etanol tiene la fórmula C2H6O
a) Calcule su masa molar
b) ¿Cuántos gramos de etanol hay en 0,5 moles de éste?
2 Calcule los moles de hidróxido de sodio que están contenidos en 1763 g de ese compuesto.
a) Escriba la fórmula del compuesto
b) Calcule su masa molar
3 Calcule la masa en gramos contenida en 1,262 mol de permanganato de potasio.
a) Escriba la fórmula del compuesto
b) Calcule su masa molar
VOLUMEN MOLAR
El volumen ocupado por un mol de una sustancia se denomina volumen molar. Se mide en litros por mol (L / mol). En el
caso de los gases, en condiciones estándares (PTN) de 0° C y 1 amt de presión, un mol de gas ocupa aproximadamente un
volumen de 22,4 L
1 mol de gas a PTN = 22,4 L
En otras palabras, de acuerdo con el Principio de Avogadro, un mol de un gas ocupa el mismo volumen que un mol de
cualquier otro gas, si ambos se miden bajo las mismas condiciones de temperatura y presión. El conocimiento de la masa y
el volumen molar permite calcular la densidad de un gas. Para los gases: kg / m3 En el laboratorio se utiliza: g/ cm3
EJEMPLO
Calcule el volumen que ocupan 2,50 mol de un gas a PTN Calcule los moles que hay en 1,75 L de un gas a PTN
Volumen (L) del gas = 2,50 mol x 22,4 L Moles del gas = 1.75 L x 1 mol
1 mol 22,4 L
= 56,0 L = 0, 08 mol
CÁLCULO DE DENSIDAD El conocimiento de la masa y el volumen molar permite calcular la densidad de un gas
La DENSIDAD es la cantidad de masa que existe en un volumen determinado. D = masa / volumen = g / L
Calcule la densidad del gas butano, C4H10 a PTN
(masa molar 58 g/mol) Recuerda el factor de conversión:
1 dm3 = 1 L
D = g/V D = 58 g = 2,59 g/L 1 L = 1 000 mL
22,4 L 1 cm3 = 1 mL-10-
ACTIVIDAD #3 Determina el volumen o los moles, según sea el caso que se solicite:
1. ¿Cuántos moles se encuentran en 3 L de dióxido de carbono, CO2?
2. Calcula el volumen que ocupa 1,07 mol de amoníaco NH3 a PTN.
3. Calcula la densidad del óxido hiponitroso, N2O a PTN (Recuerda que tienes que calcular la masa molar y ya sabes el
volumen de un gas a PTN)
Como los conceptos, Mol, Constante de Avogadro, Masa mola r y Volumen molar, están relacionados, también se pueden
emplear el análisis dimensional.
Convertir de A Divide entre y Multiplica por
Volumen (L) Masa (gramos ) 22,4 L Masa molar del compuesto
Volumen (L) Partículas 22.4 L 6,022 x 10 23 partículas
Masa (gramos) Volumen (L) Masa molar del compuesto 22,4 L
Masa (gramos) Partículas Masa molar del compuesto 6,022 x 10 23 partículas
Partículas (átomos, moléculas) Masa (gramos) 6,022 x 10 23 partículas Masa molar del compuesto
Partículas (átomos, moléculas) Volumen (L) 6,022 x 10 23 partículas 22.4 L
EJEMPLO #1: ¿Cuántos gramos de H2O hay en 1,55 x 10 24 átomos de H2O? Convertir de partículas a masa
Gramos de H2O = 1,55 x 10 24 átomos x 1 mol x 18 g = 46,33 g H2O
23
6,022 x 10 átomos 1 mol
EJEMPLO #2: ¿Qué volumen hay en 3,45 g de CO2 a PTN? Convertir de masa a volumen
Volumen de CO2 = 3,45 g de CO2 x 1 mol x _22,4 L = 1,76 L CO2
44 g de CO2 1 mol
EJEMPLO #3: ¿Cuántas moléculas de NH3 hay en 626 mL de NH3? Convertir de volumen a partículas
Moléculas de NH3 = 626 mL de NH3 x 1L x _1 mol_ x 6,022 x 10 23 moléculas = 1,68 x 10 22 moléculas
1 000 mL de NH3 22,4 L 1 mol
ACTIVIDAD # 4 Realiza los siguientes cálculos, relacionados con el concepto de mol.
1. ¿Qué volumen, en L, de butano hay en 1,28 x 10 24 átomos de butano a PTN?
2. ¿Cuántos gramos de etano C2H6 hay 0,89 L de este gas?
3. ¿Cuántas moléculas de FeCl3 se encuentran en 5,01 g de esta sal?
En síntesis, el concepto de mol está relacionado con: 6,022 x 10 23
a) El número de átomos, molécula u otras partículas
b) La masa molar de un elemento
c) La masa molar de un compuesto
d) Volumen molar de un gas, a PTN-11-
PORCENTAJE DE COMPOSICIÓN
A partir de las fórmulas químicas es posible obtener la composición centesimal de un compuesto químico, es decir, el
porcentaje en masa de cada elemento que forma parte de él. Esto es posible porque la fórmula indica el número de átomos
de cada elemento en el compuesto. Para calcular el porcentaje en masa de un elemento:
1. Se calcula primero la masa molar del compuesto
2. Luego, la masa debida a ese elemento se divide entre la masa molar total
3. Por último, se multiplica el resultado por 100
Calcule el porcentaje de composición del K2Cr2O7
EJEMPLO #1
K : 2 x 39 = 78 g % K : _ 78 g x 100 = 26,53 %
Cr: 2 x 52 = 104 g 294 g/mol
O : 7 x 16 = _112 g_
294 g / mol % Cr: 104 g x 100 = 35,37 %
294 g/mol
Los porcentajes se deben redondear a 2 decimales.
% O: 112 g x 100 = 38,10 %
La suma de los porcentajes debe ser igual a 100 + 0,1
294 g/mol
EJEMPLO # 2 Calcule el porcentaje de O en la glucosa, C6H12O6
C : 6 x 12 = 72 g % O : _ 96_ g x 100 = 53,33 %
H : 12 x 1 = 12 g 180 g/mol
O : 6 x 16 = 96 g_
180 g /mol
EJEMPLO #3 Calcule el porcentaje de agua en la siguiente sal hidratada: MgSO4 * 7 H2O
Mg : 1 x 39 = 78 g % H2O : _ 126 g x 100 = 33,87 %
S : 1 x 52 = 104 g 372 g/mol
O : 4 x 16 = 64 g_
246 g / mol
H : 14 x 1 = 14 g 372 g/mol
O : 7 x 16 = _112_ g
126 g/mol-12-
ACTIVIDAD # 1 Determina la composición porcentual de lo siguiente:
1. Calcula el porcentaje de composición del Ácido Pícrico C6H3N3O7
2. Determina el porcentaje de composición del nitrógeno, N, en el nitrobenceno C5H5NO2
3. ¿Cuál es el porcentaje de agua en el Na2CO3 * 10 H2O ?
FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
La composición porcentual facilita el cálculo de la composición molar de un compuesto, pero esta última sólo indica la
proporción de los átomos de cada elemento constituyente. De ahí, que la fórmula que se determina sobre la base de un
análisis químico es la fórmula más simple o empírica de un compuesto. Esta establece la relación mínima o número relativo
de moles de los diferentes átomos.
La fórmula verdadera o molecular puede calcularse si se tienen información sobre la masa molar del compuesto. Esta indica
el número exacto de átomos que compone la molécula del mismo.
EJEMPLO #1
La cafeína se halla en el café, té, nueces de cola; es un estimulante del sistema nervioso central. Una muestra de cafeína
pura contiene 49,48 % de carbono, 5,19 % de hidrógeno, 28,85 % de nitrógeno y 16,48 % de oxígeno. ¿Cuál es su
fórmula empírica? Determine la fórmula molecular, si la masa molar del compuesto es 194,19 g/mol.
Al sumar los porcentajes se obtiene un 100,00 %; por tanto, se puede considerar que la muestra es de 100 g y que la masa
de cada elemento es igual a su porcentaje. Entonces suponemos que hay 49,48 g de C; 5,19 g de hidrógeno; 28,85 g de N y
16,48 g de O.
1. se obtiene el número de mol de cada elemento:
C: 49,48 g x _1 mol C_ = 4,12 mol C N: 28,85 g x _1 mol N_ = 2,06 mol N
12,01 g C 14,01 g N
H: 5,19 g x _1 mol H_ = 5,15 mol H O: 16,48 g x _1 mol O_ = 1,03 mol O
1,008 g H 16,00 g O
2. se dividen los valores entre el más pequeño obtenido y se redondea al número entero más próximo:
C: 4,12 = 4 N: 2,06 = 2 4 mol de C Masa molar de la F.E.
1.03 1.03 5 mol de H C4H5N2O
H: 5,15 = 5 O: 1,03 = 1 2 mol de N Masa molar
C: 4 x 12 = 48 g
1.03 1.03 1 mol de O 97,0 g/mol
H: 5 x 1 = 5g
N: 2 x 14 = 28 g
3. La fórmula empírica es C4H5N2O O: 1 x 16 = 16 g
4. Para determinar la fórmula molecular se divide la masa molar de la F.M ( el problema te la da) entre la masa molar
de la F.E. (esa la tienes que calcular)
(C4H5N2O)x X = _194,19_ = 2
X = masa molar de la F.M 97,0 La fórmula molecular es C8H10N4O2
Masa molar de la F.E. (C4H5N2O) 2-13-
ACTIVIDAD # 1 Determine la fórmula empírica y la fórmula molecular.
Observación: si consideras que algunos de los números está muy alejado de un número entero, multiplica todos los
obtenidos por un mismo factor (por ejemplo por 2) para que todos sean números enteros. De esta manea tienes la fórmula
molecular.
1. En el laboratorio de química se efectuó un análisis elemental de una sustancias cuya composición centesimal es la
siguiente: 57,10% C; 6,20% H; 9,50% N y 27,20% O
La masa molar del compuesto es 294,10 g/mol
2. Un análisis hecho al ibuprofeno, un analgésico, muestra la siguiente composición porcentual en masa: 75,69% de
Carbono, 8,80% de Hidrógeno y 15,51% de Oxígeno. Calcule su fórmula empírica.
3. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la
siguiente composición porcentual en masa: C: 44.4%; H: 6.21%; S: 39.5%; O: 9.86%. Calcule su fórmula empírica.
4. El succinato de dibutilo es un repelente utilizado en casa para los insectos. Su composición es de 62,58% de
Carbono; 9,63% de Hidrógeno y 27,79% de Oxígeno. Si su masa molar determinado experimentalmente es de 239
g/mol, , obtenga su fórmula molecular
AUTOEVALUACIÓN DE SEGUIMENTO DE INDICACIONES: Evalúa con una X cuál ha sido el seguimiento que le has dado
a las indicaciones sugeridas para lograr un mejor aprendizaje.
Características Nunca Algunas veces Casi siempre Siempre
Utilicé espacios de aprendizaje adecuados (iluminación, comodidad y
silencio).
Leí con detenimiento cada concepto
Dediqué el tiempo estipulado por la guía para resolverla
Comprendí cada uno de los tema presentados en la guía
Presenté una actitud adecuada frente a mis responsabilidades
académicas
Logré concretar un horario establecido para la lectura y comprensión
de cada parte de esta guía didáctica.
Transferí los conocimientos a situaciones de mi entorno.
Hice las consultas pertinentes en libros o enlaces adjuntados en la guía
didáctica.
Logré resolver los problemas de aplicación presentados en las
actividades de cada tema.
Presenté las actividades con calidad y a tiempo.-14-
REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA E INFOGRÁFICA
Guillermo Garzón. Fundamentos de química general. Mc Graw Hill. Páginas 43-59,
Marcela de Arauz et al. Módulo de Química. Editorial Universitaria Panamá. Páginas 99-143
Darío Mendoza. Química 11. Editorial Susaeta. Páginas 74-140
Wilber Martínez et al. Química 11, Editorial Santillana. Páginas 62-111
Karen Timberlake. Química. Editorial Pearson. Páginas 204-258
https://www.monografias.com/trabajos87/la-estequiometria/laestequiometria.shtml
https://www.youtube.com/watch?v=iyJ7f6ppGaQ (Introducción al concepto de Mol)
https://www.youtube.com/watch?v=FrfRSiDGVjA&t=328s (Concepto de Mol)
https://www.youtube.com/watch?v=Z29YdlyJ5K0&t=9s (Cálculos de mol)
https://www.youtube.com/watch?v=OcfiitCl5l4 (Experimento sencillo del concepto de Mol)
¡¡FELICIDADES!!
TERMINASTE LA
GUÍA 1
¡FABULOSO!-15-
MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
QUÍMICA
TRIMESTRE II
GUÍA # 2
REACCIONES QUÍMICAS
12° BTI
PROFESORA RAQUEL RUIZ
PROFESOR OMAR GRANADOS
FECHA LÍMITE DE ENTREGA 27 DE AGOSTO DE 2021-16-
GUÍA # 2
REACCIONES QUÍMICAS
OBJETIVOS ESPECÍFICOS INDICADORES DE LOGROS
Comprende la relación entre reacciones y ecuaciones Identifica de forma gráfica y oral las partes de una ecuación
químicas, identificando sus evidencias y los diversos tipos química y los tipos de reacciones existentes.
de reacciones químicas. Completas ecuaciones químicas según los tipos de
Aplica el principio de conservación de la materia y diversos reacciones existentes y las ajusta aplicando diversos
métodos para completar y ajustar ecuaciones químicas. métodos de balance.
Reconoce situaciones del contexto y de la vida cotidiana en Utiliza métodos sencillos para balancear ecuaciones.
las que se manifiesta diferentes tipos de reacciones Reconoce la importancia de las ecuaciones químicas para la
químicas. representación y comprensión de procesos biológicos,
industriales, atmosféricos y otras situaciones del entorno.
Como ya hemos dicho antes, nuestro planeta y todo lo que en él habita este hecho
de diferentes tipos de sustancias químicas. Pero, además, nuestro planeta es un
laboratorio gigante donde esas sustancias químicas se mezclan, se descomponen,
se transforman y sufren una serie de cambios físicos y químicos que determinan
la vida.
¿Te has puesto a pensar que ocurre con el dióxido de carbono y el agua cuando las plantas
los absorben en presencia de sol? ¿Cómo es que cuando mezclo en la cocina polvo de
hornear y vinagre se liberan burbujas? ¿Por qué se forma oxido fácilmente en los clavos
si los dejo a la intemperie, pero no es así con los centavos y reales? ¿Cómo un antiácido
me quita el dolor de estómago? Los químicos no sólo pueden identificar si una reacción
química ha ocurrido, sino que también pueden representarla y explicarla a nivel sub
microscópico.
¡Así que vamos a entrarnos al maravilloso mundo de las Reacciones Químicas!!
¿Qué es una reacción química?
OK-17-
Para empezar a hablar de las reacciones químicas, tenemos que reconocer las partes que participan en ellas.
Objetivos:
✓ Definir el significado de termino ecuación química y su
importancia.
✓ Identificar los términos y símbolos que se utilizan en la
escritura de las ecuaciones químicas.
✓ Escribir ecuaciones Químicas en palabras.
Como te habrás dado cuenta la química tiene su propio lenguaje así que podemos representar y describir las
reacciones químicas utilizando ese lenguaje a través de ecuaciones con palabras y ecuaciones químicas. Toda
reacción química se puede expresar mediante una ecuación química donde los símbolos o fórmulas del lado
izquierdo de la flecha, separados por el signo + (más) se llaman reactivos que son las sustancias iniciales que
se combinan entre sí y los que se colocan después de la flecha se llaman productos que son las nuevas
sustancias que se forman al final de la reacción.
PARTES DE UNA ECUACIÓN QUÍMICAEjemplo: -18-
luz solar
6 CO2 (g) + 6 H2O (g) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)
clorofila
El número que aparece adelante de las sustancias se llama coeficiente e indica la cantidad de moles de ellas
presente en la reacción. Son productos del ajuste o balance de la ecuación.
De esta ecuación podemos derivar lo que sucede en la reacción química:
Seis moles de dióxido de carbono en estado gaseoso reaccionan con seis moles de agua en estado gaseoso
en presencia de luz solar y clorofila produciendo un mol de glucosa en estado sólido y seis moles de oxígeno
que se libera en forma de gas.
INTÉNTALO TÚ ACTIVIDAD 1
. Indica lo que ocurre en la reacción, representada en la ecuación
1. 2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g)
Formula la ecuación química que representa lo que ocurre en la reacción.
2. Un mol de cloruro cúprico acuoso reacciona con dos moles de nitrato de plata acuoso produciendo
un mol de dinitrato de cobre acuoso y dos moles de cloruro de plata que se precipita en forma
sólido.
TIPOS DE REACCIONES Objetivos:
QUÍMICAS ✓ Identificar los tipos básicos de reacciones
químicas
✓ Predecir los productos y reactivos para cada tipo
de reacción.
Ahora que ya sabes escribir los símbolos y las fórmulas, es
fundamental que puedas identificar los diferentes tipos de reacciones
químicas. Hay muchos tipos de reacciones químicas, pero sólo vamos
a conocer las más comunes. Cada tipo de reacción que veremos tiene
un patrón especifico que nos ayuda a predecir que reactivos y qué
productos son necesarios para que las reacciones se lleven a cabo.
Los Tipos de Reacciones Químicas más comunes son:
Sustitución Doble
Síntesis o Combinación
Análisis o Descomposición Sustitución Simple-19-
SABÍAS QUE… Las reacciones químicas se dan porque ocurre un cambio químico.
Recuerda que un cambio químico es aquel que sufre la materia,
transformando su estructura interna, es decir, los átomos se re arreglan
formando nuevas sustancias diferentes a las originales.
Cuando ocurre una Reacción Química hay
algunas evidencias que se manifiestan:
1. Cambio de temperatura
2. Cambio de color
3. Cambio de olor
4. Cambio de sabor
5. Formación de precipitado
6. Liberación de gas y/o efervescencia
7. Traqueteo, estallido o ruido
8. Emisión de luz
REACCIONES DE SÍNTESIS O COMBINACIÓN La reacción de síntesis involucra la combinación química de dos o
más sustancias para formar una sola, un solo producto.
FÓRMULA GENERAL: Donde A y B pueden ser elementos o compuestos
A + B AB
Ejemplos:
Metal + O2 (g) → Oxido Metálico 4 Fe(s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3(s)
No Metal + O2 (g) → Óxido No Metálico S (s) + O2(g) SO2(g)
Metal + No Metal → Sal Binaria 2 Na + Cl2(g) 2 NaCl (s)
Óxido Metálico + H2O → Hidróxido Metálico MgO (s) + H2O (l) Mg(OH)2(s)
Óxido No Metálico + H2O → Oxoácido SO2 (s) + H2O (l) H2SO3 (ac)
Óxido Metálico + CO2 Carbonato Metálico Na2O (s) + CO2 (g) Na2CO3 (s)
Óxido Metálico + Óxido No Metálico Oxosal Al2O3 (s) + SO3 (g) Al2(SO4)3 (s)
REACCIONES DE ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN La reacción de Análisis involucra la descomposición química de una
sustancia para obtener dos o más productos diferentes a la dada.
FÓRMULA GENERAL:
Donde A y B pueden ser un elemento o un compuesto.
AB A + B La descomposición puede ocurrir por efecto del calor, luz y electricidad.
La síntesis y la descomposición son procesos
contrarios. Así que, se pueden observar los
mismos ejemplos de la síntesis (pero al revés),
para la descomposición.-20-
Ejemplos:
Oxido del Metal Metal + O2 2 Fe2O3(s) 4 Fe(s) + 3 O2 (g)
Oxido Metálico Metal + O2 SO2(g) S + O2(g)
Sal Binaria No Metal + O2(g) 2 NaCl (s) 2 Na + Cl2(g)
Hidróxido metálico Óxido del Metal + H2O Mg(OH)2(s) MgO (s) + H2O (l)
Oxoácido Óxido del No Metal + H2O H2SO3 (ac) SO2 (s) + H2O (l)
Carbonato Metálico Óxido Metálico + CO2 Na2CO3 (s) Na2O (s) + CO2 (g)
Oxosal Óxido Metálico + Óxido No Metálico Al2(SO4)3 (s) Al2O3 (s) + 3SO3 (g)
Hidrocarburo + O2 CO2 + H2O C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (g)
REACCIONES DE SIMPLE DESPLAZAMIENTO Son aquellas en que un elemento más activo desplaza a un
O SUSTITUCIÓN elemento menos activo de un compuesto. Para saber si lo puede
desplazar, es necesario utilizar la Tabla de Actividades de los
FÓRMULA GENERAL: Metales o Serie Electroquímica de los Metales
A + BC AC + B Donde “A” es un catión y desplaza al catión del compuesto (si es más activo)
A + BC BA + C “A” podría ser un elemento electronegativo, el cual va a reemplazar al anión.
Ejemplos:
Fe2O3 + Pb PbO2 + Fe HCl + Zn ZnCl2 + H2
CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu Ni2O3 + Cr CrO3 + Ni
Al(NO3)3 + Ag No hay reacción
NaBr + Cl2 NaCl + Br2
SERIE ELECTROQUÍMICA DE LOS METALES
Li Cs Rb K Ba Sr Ca Na La Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Sb As Bi Ag Hg Pt Au
F Cl Br I
Reactividad Decreciente-21-
REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O
En aquellas en que los iones positivos y negativos
SUSTITUCIÓN
en dos compuestos intercambian sus compañeros.
FÓRMULA GENERAL: Dentro de las Reacciones de Doble Desplazamiento existen las reacciones de:
AB + CD AD + BC 1. Neutralización: donde reaccionan una base con un ácido y da como
productos una sal y agua.
NaOH + HCl NaCl + H2O
2. Hidrólisis: donde una sal reacción con agua. Es la reacción inversa a la
neutralización.
BaSO4 + H2O Ba(OH)2 + H2SO4
3. Formación de Precipitados: Un precipitado es un sólido que se formar
como producto de una reacción. Es una sustancia insoluble y sale de la
solución.
AgNO3 + HCl HNO3 + AgCl (s)
Para predecir la formación de un
precipitado, tienes que
aprenderte las Reglas de
Solubilidad.
Ejemplos:
Fe2O3 + PbCO3 Fe2(CO3 )3 + PbO HCl + Zn3(PO4)2 ZnCl2 + H3PO4
CuSO4 + Mg(NO3)2 MgSO4 + Cu(NO3)2 Ni2O3 + Cr(OH)6 CrO3 + Ni(OH)3
HClO2 Al2(SeO3)3 + K4SiO4 Al4(SiO4)3 + K2SeO3
NaBr + NaClO2 + HBr
Ahora te toca
trabajar a ti-22-
ACTIVIDAD 2
Clasifica el tipo de reacción. Coloca la identificación en el espacio correspondiente.
N° REACTIVOS FORMA EN PRESENCIA DE PRODUCTOS TIPO DE REACCIÓN
1 NH3 Calor H2 + N2
2 CH4 + O2 CO2 + H2O
3 SO3 + H2O H2SO4
4 C6H6 + O2 CO2 + H2O
5 Pb(NO3)2 + KI KNO3 + Pb I2
6 C4H10 + O2 CO2 + H2O
7 Fe2O3 + C Fe + CO2
8 H3PO4 + NaOH Na3PO4 + H2O
9 NH4Cl + NaOH NaCl + H2O + NH3
10 Zn + HCl ZnCl2 + H2
11 HCl + CaCO3 CaCl2 + CO2 + H2O
12 MnO2 + HCl Cl2 + H2O + MnCl2
13 HgO Calor Hg + O2
14 Mg + O2 MgO
15 Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O
Complete las reacciones, colocando los productos que se forman. Indique el tipo de reacción.
Reactivos Productos Tipo de reacción
Fe(OH)3 + calor →
Br2 + NaI →
NH4OH + KNO3 →
CaO + CO2 →
Bi2S3 + HCl →
Formule y complete las reacciones, colocando los productos que se forman. Indique el tipo de reacción.
Reactivos Productos Tipo de reacción
Ácido fosfórico + hidróxido de calcio
Óxido de plomo + calor
Hierro + Cloruro cúprico
Óxido de Zinc + Agua
Metano + oxígeno-23-
AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICA:
Objetivos:
BALANCE ✓ Conocer las normas para
balancear ecuaciones químicas.
Las ecuaciones químicas deben balancearse para cumplir con la ley de ✓ Balancear ecuaciones
la conservación de la masa, que dice, “la cantidad de masa y energía químicas por ensayo y error.
presente en una reacción química permanece constante antes y después
del proceso”
Balancear una ecuación es buscar que el número de átomos en el primer
miembro con los del segundo se obtenga una igualdad por lo que es
importante el uso de coeficientes, pero nunca se deberá alterar los
subíndices numéricos de las formulas o símbolos químicos.
Reglas para el Balanceo de ecuaciones químicas
¿Cómo balancear una ecuación química?
Las ecuaciones simples se pueden balancear por Ensayo y Error. Es conveniente comenzar con las moléculas
más complejas de la ecuación. Para balancear los átomos necesitas utilizar coeficientes, que como sabes son
los números que van delante de la fórmula ya que en esa posición multiplican a los átomos. Recordando que no
puedes alterar las fórmulas originales de los compuestos, ni los símbolos de los compuestos agregándoles otros
números; es decir, no puedes utilizar los números tipo subíndice. Al final de proceso de balanceo hay que
cerciorarse de que la Ecuación esté a su mínima expresión. (No debe ser divisible por otro número).
Ejemplo 1 Fe + O2 Fe2O3
Bien, tomando en cuenta la ecuación para balancearla al lado izquierdo de cada fórmula hay un coeficiente de
1 que por regla no se escribe ya que en química esta sobreentendido.
¿Entonces cuántos átomos tienes de cada elemento tanto en los reactivos como en los productos?
Reactivos Productos
Fe 1 Fe 2 NO ESTÁ
AJUSTADA!
O 2 O 3
Entonces comenzaremos a balancear el producto ya que es la fórmula más complicada.
Hay un número impar de oxígenos en los productos y un número par de oxígenos del lado de los reactivos.
Vamos a buscar un número que convierta el número impar en par. Para ello colocamos un dos al lado izquierdo
de la fórmula del producto. Tendríamos la ecuación de la siguiente manera:
Fe + O2 2 Fe2O3-24-
¿Entonces cuantos átomos tenemos tanto de los reactivos como de los productos al haberle colocado
este coeficiente?
Reactivos Productos
¡Veamos! Fe 1 Fe 4
Recuerda que el
O 2 O 6 coeficiente multiplica los
átomos de cada elemento
que tiene la fórmula.
Como podrás notar ahora hay 6 Oxígenos, un número par (2 x 3) Seguidamente colocamos un número 3 de
coeficiente al Oxigeno que pertenece a los reactivos, esto para que tengan la misma cantidad tanto en el lado
izquierdo como en el derecho.
Fe + 3 O2 2 Fe2O3
Coeficiente Subíndice
Reactivos: coeficiente 3 x subíndice 2 = 6
Productos: Coeficiente 2 x Subíndice 3 = 6
Ahora nos hace falta balancear los átomos de hierro, pues hay un átomo a la izquierda y cuatro átomos a la
derecha. Colocamos le coeficiente 4 a la izquierda del símbolo de hierro
4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
Reactivos: coeficiente 4 x subíndice 1 = 4
Productos: Coeficiente 2 x Subíndice 2 = 4
Como último paso calculamos del lado de los reactivos un total de cuatro átomos de hierro y seis átomos de
oxígeno. Del lado de los productos hay cuatro átomos de hierro y seis de oxígeno.
Total de átomos a la izquierda = 10
Total de átomos a la derecha = 10
Cuando se llega a este punto, se cumple con la ley de la Conservación de la Masa y la ecuación es una ecuación
química balanceada.
Ejemplo 2
Reactivo Productos
CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + H2O + CO2
Lo primero a realizar es contar la cantidad de átomos de ambos lados como se hizo en el ejemplo anterior
para saber si la ecuación esta balanceada.-25-
Reactivos Productos
C 3 (2 en el primer reactivo + 1 en el segundo) C 3
H 5 (4 en el primer reactivo + 1 en el segundo) H 5
O 5 (2 en el primer reactivo + 3 en el segundo) O 5
Na 1 Na 1
.
¡¡La ecuación está balanceada ya!!
Ejemplo #3
H2SO4 + BaCl2 → HCl + BaSO4
Reactivos Productos Reactivos Productos
H 2 H 1 1
H 2 H
S 1 S 1
O SO4 1 SO4 1
O 4 O 4
Ba 1 Ba 1
Ba 1 Ba 1
Cl 2 Cl 1 Cl 2 Cl 1
Como la ecuación no está balanceada, hay que utilizar coeficientes. Vamos a colocar el coeficiente 2 al lado
izquierdo del HCl, para que se pueda balancear el H2SO4 que es la molécula más compleja.
H2SO4 + BaCl2 → 2 HCl + BaSO4
Ahora podemos comprobar que hay dos átomos de cloro de ambos lados y dos de hidrógeno. Así que
podemos decir que la ecuación química ya está Balanceada y se cumple la ley de conservación de la
masa.
Otra estrategia puede ser utilizar los iones poliatómicos como unidad para balancearlos. Ejemplo la
ecuación anterior el sulfato no ha cambiado así que podemos balancearlo como unidad. Quedaría como
en el cuadro propuesto un sulfato del lado izquierdo y un sulfato del lado derecho, en lugar de
separarlos en azufres y oxígenos.
AHORA TE
TOCA
TRABAJAR!-26-
ACTIVIDAD 1
Balancea las siguientes ecuaciones en
el cuaderno
a.) Fe + HCl FeCl3 + H2
b.) Na + H2O NaOH + H2
c.) Ca(OH)2 + HCl CaCl2 + H2O
d.) MgCO3 + H3PO4 Mg3(PO4)2 + CO2 + H2O
e.) Ba + O2 BaO
f.) P4O10 + H2O H3PO4
g.) Al(OH)3 Al2O3 + H2O
h.) CS2 + Cl2 CCl4 + SCl2
i.) HCl + Al(OH)3 AlCl3 + H2O
j.) H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + H2O-27-
AUTOEVALUACIÓN
Grandioso ¡Has culminado tu proceso de aprendizaje de la Guía #2
Para corroborar tus logros en el aprendizaje del tema sobre Reacciones Químicas,
debes completar la siguiente rubrica, recuerda responder con absoluta sinceridad.
Marca con un gancho el nivel de desempeño que crees has alcanzado hasta este momento:
Criterios Excelente Buen Regular Bajo
Desempeño Desempeño Desempeño Desempeño
Puedes mencionar donde se
aplica las reacciones químicas
Reconoce los diferentes tipos de
reacciones químicas que hay
Balanceas las ecuaciones
químicas cuando la necesitan
Reconoces cuando ocurre una
reacción química.
Aplica la Regla de balanceo
Puedes predecir los productos de
ciertas reacciones químicas según
los reactivos que se te presenten
Para que tu autoevaluación sea completa debemos evaluar las siguientes actitudes que son parte importante de
tu formación como individuo y ciudadano responsable. Marca con un gancho la casilla que mejor represente tu
actitud al desarrollar esta guía.
Situación actitudinal Siempre Muchas Algunas Casi
veces veces nunca
Mostré una actitud responsable al desarrollar las actividades
presentadas
Respondí con honestidad las preguntas de la guía
Dedique el tiempo necesario para presentar un buen trabajo
Trabaje con criterio científico cada una de las actividades
REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA E INFOGRÁFICA
Guillermo Garzón. Fundamentos de química general. Mc Graw Hill. Páginas 43-59,
Marcela de Arauz et al. Módulo de Química. Editorial Universitaria Panamá. Páginas 99-143
Darío Mendoza. Química 11. Editorial Susaeta. Páginas 74-140
Wilber Martínez et al. Química 11, Editorial Santillana. Páginas 62-111
Karen Timberlake. Química. Editorial Pearson. Páginas 204-258
https://www.monografias.com/trabajos87/la-estequiometria/laestequiometria.shtml-28-
MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
QUÍMICA
TRIMESTRE II
GUÍA # 3
ESTEQUIOMETRÍA EN REACCIONES
12° BTI
PROFESORA RAQUEL RUIZ
PROFESOR OMAR GRANADOS
FECHA LÍMITE DE ENTREGA 27 DE AGOSTO DE 2021-29-
GUÍA # 3
ESTEQUIOMETRÍA EN REACCIONES
OBJETIVOS ESPECÍFICOS INDICADORES DE LOGROS
Realiza cálculos estequiométricos de reactivos y Calcula cantidades de reactivos y de productos
productos a partir de ecuaciones químicas que intervienen en una reacción.
balanceadas. Determina el reactivo limitante, el reactivo en
exceso y el porcentaje de rendimiento de una
reacción
INTRODUCCIÓN
La estequiometria es la determinación en una reacción química balanceada que establecerá las proporciones
entre reactivos y productos en una ecuación química. El balance en la ecuación química obedece a los principios
de conservación y los modelos atómicos de Dalton como, por ejemplo, la Ley de conservación de masa que
estipula que: la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos En este sentido, la ecuación debe tener
igual masa en ambos lados de la ecuación.
Consejo para resolver problemas:
El primer paso, y el más importante, es el mismo para todos los problemas de
estequiometría, sin importar qué estás resolviendo: ¡asegúrate de que tu
ecuación esté balanceada! Si no es así, las relaciones molares estarán
equivocadas y las respuestas no serán correctas
ECUACIÓN BALANCEADA Y RELACIONES MOLARES
Los coeficientes estequiométricos son los números que utilizamos para asegurar que nuestra ecuación está
balanceada. Con los coeficientes estequiométricos podemos calcular razones (también llamadas relaciones), y
estas relaciones nos darán información sobre las proporciones relativas de las sustancias químicas en nuestra
reacción. Podrías encontrar que a esta proporción se le llama relación molar, factor estequiométrico o relación
estequiométrica. La relación molar se puede usar como un factor de conversión entre diferentes cantidades.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
En los cálculos estequiométricos es importante seguir un orden y desarrollar cada problema revisando cada
paso, recuerde que lo primero es leer una y otra vez el problema y después revisar la reacción química que se
encuentre debidamente balanceada antes de realizar algún cálculo.
Antes de hacer los cálculos estequiométricos es necesario que sepas interpretar las ecuaciones balanceadas-30-
EJEMPLO Considera la ecuación balanceada de la formación del amoníaco
N2 + 3 H2 2 NH3
1 mol de N2 + 3 moles de H2 Produce 2 moles de NH3
28 g de N2 + 6 g de H2 Produce 34 g de NH3
6,022 x 10 23 moléculas de N2 + 3(6,022 x 10 23 moléculas) de H2 Produce 2(6,022 x 10 23 moléculas) de NH3
22,4 L de N2 + 3(22,4 L) de H2 Produce 2(22,4 L) de NH3
De toda la información cuantitativamente que se ha presentado hasta ahora, se puede deducir que una ecuación
química debe obedecer la “Ley de la Conservación de la Masa” de A. Lavoisier. Si esto es cierto, se pueden utilizar
relaciones molares de las sustancias que participan en la reacción para realizar los cálculos necesarios.
Establece todas las relaciones molares de la síntesis del amoníaco.
1 mol N2 3 moles H2 2 moles NH3
3 mol H2 1 mol N2 1 mol de N2
1 mol N2 3 mol H2 2 moles NH3
2 moles NH3 2 moles NH3 3 moles H2
1. ESTEQUIOMETRIA DE CÁLCULO DE MOLES
Ten siempre a
mano, la
EJEMPLO 1 ¿Cuántos moles de O2 se formará a partir de 1,65 moles de KClO3? calculadora y la
Tabla periódica
KClO3 → KCl + O2
Primer paso: Balancear la reacción
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
Segundo paso: Realizar la estequiometria a partir de los datos y de la ecuación balanceada
Utiliza la razón molar que relacione las 2 2 moles KClO3 3 mol O2
sustancias involucradas 3 mol O2 2 mol de KClO3
Observa cómo se
1,65 moles KClO3 (3 moles O2) = 2,48 mol de O2 usa la relación
2 moles KClO3 molar, como factor
de conversiónTambién puede leer
