Ciencias Naturales 2021, 10mo Grado. Hoja Formativa 2

 

 

Química 2021 10mo grado Hoja formativa 2  I. DATOS GENERALES  Nombre del autor/a: Luz Marina Salguera.   Docentes: Luz Marina Salguera. Nombre y número de la unidad:

Unidad: III. Estequiometria Química. Unidad: IV. Las soluciones. Período de ejecución: Abril, mayo y junio.

II. INDICADORES DE LOGRO  A. Unidad: III. Estequiometria Química. 1. Analiza un conjunto de conceptos básicos y expresiones o fórmulas que le permiten la aplicación de los mismos. 2. Reconoce la importancia del número de Avogadro en los cálculos estequiométricos. 3. Aplican haciendo uso de las ecuaciones químicas y algunas leyes generales de la Química, la solución de problemas en función de determinadas relaciones cuantitativas . 4. Reconoce la importancia de los cálculos químicos en la fabricación de productos de consumo útiles para la humanidad. 5. Reconoce la importancia de identificar la sustancia limitante en un proceso químico, cuantificando algunas reacciones involucradas en procesos industriales .

B. Unidad: IV. Las soluciones. 6. Comprueba de forma experimental las características, componentes, clasificación y factores que afectan la solubilidad de las soluciones.   7. Reconoce la importancia de algunas soluciones de uso diario que mejoren la calidad de vida en su hogar y escuela y las clasifica de acuerdo al estado en que se presentan. 8. Comprueba de forma experimental pruebas de solubilidad. 9. Aplica a la solución de problemas, las diversas formas de expresar las concentraciones de las soluciones, tanto en unidades físicas y químicas. 10. Comprueba de forma experimental la solubilidad de las sustancias, así como de las soluciones en sus diferentes expresiones de concentración.

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III. TEMARIO  A. Unidad: III. Estequiometria Química. 1. Estequiometria química. 1.1. Introducción. 1.2. Importancia del número de Avogadro en los cálculos químicos. 2. Cálculos estequiométricos de las relaciones: a) Mol  –  Mol  Mol  b) Mol  –  –  Gramo  Gramo c) Gramos  –  Mol  Mol d) Gramos  –  Gramos  Gramos e) Masa  –  Volumen  Volumen f) Volumen- Masa g) Volumen –  Volumen  Volumen 3. Los cálculos químicos en los procesos de fabricación de productos de consumo. 4. Identificación las sustancias limit limitantes antes en un proceso químico,

B. Unidad: IV. Las soluciones. 5. Soluciones: características, importancia, componentes, clasificación y factores que la afectan. 6. Importancia de las soluciones en la vida diaria. 7. Prueba de solubilidad. 8. Concentración de soluciones. 8.1. Unidades físicas: masa-masa, masa-volumen, volumen- volumen, volumen  –  ppm.  ppm. 8.2. Unidades químicas: molaridad, normalidad, Molalidad y fracción molar.

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IV. UNIDAD, TEMA, CONTENIDOS, Y ACTIVIDADES (TAREA). A. Unidad: III. Estequiometria Química.

Tema 1. Estequiometria química. 1.1. Introducción. 1.2. Importancia del número de Avogadro en los cálculos químicos. Tarea No. 1 Contenidos del tema 1 1. Estequiometria química. La Estequiometria química es la parte de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas. Para entender mejor esta rama de la Química, es necesario establecer algunos conceptos  básicos, que son indispensables recordarlos reco rdarlos para consolidar el aprendizaje de los mismos. Masa atómica: es la exactamente masa promedio de 12.0000. los átomos de un elemento en relación a la masa de carbono 12, tomado como Masa atómica relativa: es la ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular.  Número de Avogadro: en Química y Física el número de Avogadro se define como el número de entidades elementales (normalmente átomos o moléculas) que hay en un mol de una sustancia. El valor de la constante es:  NA= 6.022 141 70(30) x1023 mol-1 Valor que suele abreviarse como 6.02x1023, su símbolo NA y su unidad mol-1

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1.2. Importancia del número de Avogadro en los cálculos químicos. El número de Avogadro nos permite identificar la cantidad de átomos presentes en una sustancia, teniendo como datos el número de moles, cantidad de sustancia o bien la masa del elemento químico en cuestión.

Masa molecular: La masa molecular se determina mediante la suma de las masas atómicas relativas (Ar(x)) 9de los elementos, teniendo en cuenta la cantidad de átomos de cada uno de los elementos, cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia. Ejemplo: calcule la masa molecular de la sustancia agua (H2O) Datos:

Solución:

Ar (H)=1 g

Masa molecular (H2 O)= 1 X Ar (0) + 2 x Ar (H) Sustituyendo

Ar (0)=16 g

Masa molecular (H2 O)= 1 x 16 g + 2 x 1 g

Masa molecular

Masa molecular (H2 O)= 16 g + 2 g = 18 g

(H2 O)= g

Masa molecular (H2 O)= 18 g

Masa molar: no es más que la masa de un mol de una sustancia, cuya unidad es gramo por mol (g/mol) y se representa por M(x). Ejemplo. Calcule La masa molar de la sustancia amoniaco (NH3) Datos:

Solución

Ar (H) = 1 g

M (NH3) = 1 x Ar (N) + 3 Ar (H) Sustituyendo

Ar (N) = 14 g/M

M (NH3) = 1 x 14 + 3 x 1

M (NH3) =? mol

M (NH3) = 14 + 3 = 17 M (NH3) = 17 g/mol

Número de moles: Es la relación que se establece entre la masa de la sustancia y su masa molar. Siendo su expresión:  N (x) = m (x) / M (x) Donde n (x) = Cantidad de sustancia o número de moles, su unidad el mol, símbolo (mol) m (x) = Masa de sustancia, su unidad el gramo (g) M (x) = Masa molar, su unidad gramos/ mol (g/mol) Ejemplo: Calcule el número de moles que hay en 32 gramos de ácido sulfúrico. 4

 

 

Datos:

Formula / solución:

n (H2 SO4)=? Mol m (H2 SO4) = 32 g M (H2 SO4) = 98 g/mol

n (H2 SO4) = m (H2 SO4) / M (H2 SO4) sustituyendo n (H2 SO4) = 32 g / 98 g/ mol n (H2 SO4) = 0. 326 g /mol

Composición centesimal de un compuesto. Es importante conocer la composición centesimal de un compuesto, lo que equivale a determinar el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto. Ejemplo: Determina la composición centesimal del compuesto metano (CH4). Datos:

Formula / Solución

Ar (C)= 12 g

M (CH4)= 1 x Ar (C) + 4 x Ar (H) Sustituyendo

Ar (H) = 1 g

M (CH4) = 1 x12 g + 4 x 1

Átomos de C = 1

M (CH4) = 12 + 4 = 16 g/mol

Átomos de hidrógeno: M (CH4) =? g/mol

4 M (CH4) = 16 g/mol % (C) = (1 x 12 / 16) x 100 % (C) = 0.75 x 100 = 75 % % (H) = (4 x 1 / 16) x 100 % (H) = 0.25 x 100 = 25 %

Fórmula empírica: nos informa de la menor relación numérica que existe entre los átomos de los diferentes elementos químicos que conforman a una sustancia compuesta. Obtención de la fórmula empírica. Ejemplo: La vitamina vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92 % de C y 4.58 % de H, en masa. El resto, hasta completar el 100%, es decir el 54.50 %, es de O. Se conoce además que la masa molar de la vitamina es de 176 g/mol. ¿Cuál será su fórmula empírica? Toda sustancia en su composición centesimal, la suma total debe equivaler al 100%. De considerarse que tenemos 100 gramos de ácido ascórbico; el % de cada compuesto, será la misma cantidad, pero expresada en gramos.

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Es decir: % (C)= 40.92 = m (C)= 40.92 g %(H) = 4.58 = m (H) = 4.58 g % (O)=54.50 = m(O)=54.50 g A continuación los gramos de cada elemento lo convertimos a moles, haciendo uso de la expresión: n(x)= m(x) / M(X).Para ello necesitamos las masas molares de cada uno de los elementos, que equivalen a su masa atómica relativa (Ar(x)), pero expresados en g/mol. Ar (C) = 12 g = M(C) = 12 g/mol Ar (H) = 1 g = M (H) = 1 g/ mol Ar(O)= 16 g = M(O)= 16 g/mol Pasamos al cálculo de cada uno de los números de moles o cantidad de sustancia. n (C) = m(C) / M(C)= 40. 92 g / 12 g/mol = 3.41 moles de C n (H) = m(H) / M(H)= 4.58 g / 1 g/mol = 4.58 moles de H n (O) = m(O) / M(O)= 54.50 g / 16 g/mol = 3.406 moles de O Para determinar las cantidades de átomos de cada elemento en la formula empírica, seleccionamos el mínimo común divisor, que en este caso corresponde a la cantidad menor de moles de oxígeno, es decir 3.406 moles  N0 átomos de C= 3.41 mol/ 3.406 mol = 1  N0 átomos de H= 4.58 mol/ 3.406mol = 1.3  N0 átomos de O= 3.406 mol/ 3.406 mol = 1 Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa de H  parece ser mayor. Como no podes tener fracciones de átomos, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero. Para ello mullicamos la cantidad de cada elemento  por el mismo y menor número que los haga enteros a todos. Seleccionand Seleccionandoo en esta ocasión el número 3.  N0 átomos de C= 1 x3 =3  N0 átomos de H= 1.3 x 3 = 3.9 aproximadamente 4  N0 átomos de O= 1 x3 = 3 6

 

 

Los valores antes alcanzados corresponderán a las cantidades de átomos de cada elemento en la fórmula química Para el ácido ascórbico, su fórmula empírica será C3H4O3 La fórmula molecular siempre será un múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la formula empírica), fórmula que coincide con su fórmula química real. Obtención de la fórmula molecular. Ejemplo: Para ello necesitaremos la masa molar correspondiente a la vitamina C (ácido ascórbico) es de 176 g/mol. Será necesario primeramente calcular la masa molar correspondiente a la fórmula empírica (C3H4O3), apoyándonos además en las Ar (x) de cada uno de los elementos presentes y las cantidades de átomos en la fórmula. M (C3 H4 O3) = 3 x Ar + 4 x Ar (H) + 3 X (O) Sustituyendo M (C3 H4 O3) = 3 x 12 + 4 x + 1 + 3 x 16 = M (C3 H4 O3) = 36 + 4 + 48 = M (C3 H4 O3) = 88 g/mol A continuación dividimos la masa molar de la fórmula molecular entre la masa molar de la fórmula empírica: M (ácido ascórbico) / M (C 3 H4 O3) = 176 g/ mol / 88 g/mol = 2 Este número, lo multiplicaré multiplicaré a cada uno de los subíndices de la empírica para obtener la molecular C3 X 2 H4X2 O3 X2 = C6 H8 O6 Fórmula molecular de la vitamina C

Actividades Tema 1  No. 1. Con orden y disciplina trabaja en la biblioteca del colegio con la bibliografía sugerida  por el docente (A. Candel, JJ.Satoca, .Satoca, JJ.B .B Soler y J.J Tent. Química técnica básica. Editorial ANAYA 1991.). Las siguientes actividades:

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A) Define en tu cuaderno los siguientes conceptos:        

   

Masa atómica Masa atómica relativa Masa molecular  Número de Avogadro



  Fórmula empírica   Fórmula molécula



 No. 2. Haciendo uso de la tabla periódica de los elementos químicos, identifica la masa atómica relativa atómica de 5 elementos químicos cualesquiera. Anota en tu cuaderno los resultados y socializa con tus compañeros y compañeras de estudio, de modo tal que le  permita verificar que su selección ha sido correcta. corr ecta.  No.3. Trabaja en tu cuaderno, comparte de forma fo rma solidaria y con orden los siguientes cálculos químicos: A.  Calcula la masa molar de las siguientes sustancias: 

  C2H5OH    Na2SO4    Cl2 

 

B. Calcula la cantidad de sustancia o número de moles contenidos en:   12 gramos de C 2H5OH   49 gramos de Na2SO4    Cl2 



 

Tema 2. Cálculos estequiométricos de las relaciones: Mol  –  mol,  mol, Mol  –  gramos,  gramos, Gramos –  mol,  mol, Gramos  –  gramos,  gramos, Masa  –  volumen,  volumen, Volumen  –  masa  masa y Volumen  –   volumen. Los tipos de cálculos que realizaremos en Estequiometria haciendo uso de las ecuaciones químicas son: 1.

Mol  –  mol  mol

5.

Masa  –  volumen  volumen

2.

Mol  –  gramos  gramos

6.

Volumen  –  masa  masa

3.

Gramos  –  mol  mol

7.

Volumen  –  volumen  volumen

4.

Gramos  gramos

 – 

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Para cada tipo de problema se aplicarán pasos para sus respectivas soluciones. Problemas del tipo Mol  –  mol.  mol. 1. Se escribe la ecuación de la reacción 2. Se ajusta o balancea de ser necesario (de no estarlo). 3. Sobre la fórmula de las sustancias reaccionantes o producto que nos interesa, se sitúa el número de moles que nos da la ecuación ajustada. 4. Debajo de la ecuación, y debajo de la fórmula de las sustancias reaccionantes o  productos que nos interesa se sitúan los datos da tos que nos da el propio problema. 5. Se plantea plantea la proporción o regla de tres. 6. Respuesta. Ejemplo: Paso No.1 y 2  Un generador de hidrógeno utiliza la reacción siguiente: CaH2 + H2 O Ca (OH)2 + H2 ¿Cuántos moles de hidrógeno se producirán a partir de 7 moles de hidruro de calcio? Datos: n (H2)) =? Mol n (CaH2) = 7 mol

Paso No. 3. 1 mol CaH2 + 2 H2 O 7 moles

2 moles Ca (OH)2 + 2 H2 x mol

Paso No. 4. 1 mol CaH2 + 2 H2 O 7 moles

2 moles Ca (OH)2 + 2 H2 x mol

9

 

 

Paso No. 5. 1 mol CaH2  7 moles CaH2 

2 moles H2 n (H2)

n ( H2)= 2 mol H2 x 7 moles CaH2 1 mol CaH2  n (H2) = 14 mol H2

Paso No. 6. Se obtendrán 14 moles de hidrógeno a partir de 7 moles de hidruro de calcio.

Actividades Tema 2  No.1. Utilizando el texto de química de la biblioteca del centro (Burns, Ralph A. Fundamentos de química. PEARSON EDUCACION, México, 2003.), copia en tu cuaderno los pasos para resolver cálculos químicos de cada una de las relaciones químicas y escribe un ejemplo de cada caso. a) Mol  –  Mol  Mol  b) Mol  –  –  Gramo  Gramo c) Gramos  –  Mol  Mol d) Gramos  –  Gramos  Gramos e) Masa  –  Volumen  Volumen f) Volumen- Masa g) Volumen –  Volumen  Volumen  No.1. Con orden y con ayuda de tu docente en tu cuaderno resuelve una clase práctica acerca de los cálculos químicos de cada una de las relaciones; utiliza los pasos que se deben seguir  para resolver cada una de las relaciones: r elaciones: (Ver anexo 1) a) Mol  –  Mol  Mol

d) Gramos  –  Gramos  Gramos

 b) Mol  –   Gramo –  Gramo

e) Masa  –  Volumen  Volumen

c) Gramos  –  Mol  Mol

f) Volumen- Masa 10

 

 

g) Volumen –  Volumen  Volumen  No.3. Organícese en equipo de trabajo y realice práctica experimental sencilla, sen cilla, en los que se  practique cálculos de su sustancias stancias en que ssee utilicen cálculos qu químicos. ímicos. Observación: Obse rvación: la guía de laboratorio será facilitada por la docente.

Tema. 3. Los cálculos químicos en los procesos de fabricación de productos de consumo. La estequiometria es una fracción de la química que se ocupa de las relaciones cuantitativas de las sustancias y de sus reacciones, tanto en peso como en volumen, es decir, se ocupa de los cálculos de las cantidades de sustancias que se utilizan en los  procesos químicos. Cuando se sabe la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química, y se tiene la ecuación química balanceada, se puede disponer de las cantidades de los otros reactivos y  productos. Así que también algunos de los procesos que por sí mismos se ejecutan en la naturaleza, son motivo es estudio para la estequiometria. Los cálculos químicos son indispensables en los procesos de fabricación debido a que son la base del estudio de las reacciones químicas. Una reacción química es denominada también como cambio químico o fenómeno químico, consiste en todo un proceso termodinámico en el cual las sustancias son transformadas y modifican su estructura molecular y sus enlaces para formar nuevos nu evos con átomos de elementos de distintas naturalezas. Estos cambios en la reacción química se dan de forma constante y proporcional mediante constantes estequiométricos.  Los cálculos químicos nos logran dar una apreciación numérica de muchos procesos. Una vez tenido estos valores numéricos los podemos comparar con otros y saber que tan apropiado es un alimento y qué efectos puede producir. Por otra parte los cálculos químicos  permiten que no se despilfarre sustancias en la realización de productos sino que al contrario se use las cantidades justas y necesarias.

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Actividades Tema 3  No.1. Organiza un panel sobre el tema con tus compañeros de clase y con la mediación del docente; debatirán acerca de la importancia práctica que tienen los cálculos estequiométricos en los procesos de fabricación de productos; haz una puesta en común,  No.2. Investiga Investiga los valores numéricos de algunos algunos alimentos y compara con otros de su mismo tipo para saber qué tan apropiado es un alimento y qué efectos puede producir.

Tema 4. Identificación las sustancias limitantes en un proceso químico, Reactivo limitante y rendimiento teórico Es un acertijo clásico: tenemos cinco salchichas y cuatro panes. ¿Cuántos perritos calientes  podemos hacer?  hacer?  

Una reacción con cinco salchichas y cuatro panes reaccionaría para formar cuatro perritos calientes completos y sobraría una salchicha. Los panes son el reactivo limitante y la salchicha que sobra es el reactivo en exceso. Los cuatro perritos calientes completos son el rendimiento teórico. Suponiendo que las salchichas y los panes se combinan en una tasa de uno a uno, estaremos limitados por el número de panes porque es lo que se nos va a acabar primero. En esta situación poco ideal llamaríamos a los panes el reactivo limitante. En una reacción química, el reactivo limitante es el reactivo que determina cuánto producto se va a obtener. A veces decimos que los otros reactivos están en exceso porque va a sobrar 12

 

 

algo cuando el reactivo limitante se haya utilizado por completo. La cantidad máxima de  producto que se puede producir se llama el rendimiento teórico. En el caso de las salchichas y los panes, nuestro rendimiento teórico son los cuatro perritos calientes completos, puesto que tenemos cuatro salchichas. ¡Pero ya es suficiente de perritos calientes! En el siguiente ejemplo vamos a identificar el reactivo limitante y vamos a calcular el rendimiento teórico de una reacción química real.

Consejo para resolver el problema: el primer paso y el más importante para hacer cualquier cálculo de estequiometria  — como como encontrar el reactivo limitante o el rendimiento teórico —   es empezar con una ecuación balanceada. Como nuestros cálculos utilizan proporciones  basadas en los coeficientes estequiométricos, nuestras respuestas serán incorrectas si los coeficientes no están bien.

Ejemplo La ecuación balanceada para la oxidación del monóxido de carbono a dióxido de carbono es la siguiente:

Si se tienen 4 moles de monóxido de carbono y 3 moles de oxígeno, ¿cuál es el reactivo limitante? Este procedimiento puede hacerse extensivo a reacciones químicas con más de dos reactivos aplicando la fórmula: 3 mol O2/1 mol = 3  para todos los reactivos. El reactivo con el cociente más bajo es el reactivo r eactivo limitante. En este caso es el CO

Actividades Tema 4  No. 1. Responde en tu cuaderno: A) ¿ A) ¿Qué Qué es el reactivo limitante? limitante? B) ¿Qué es el rendimiento teórico? teórico?  No. 2. Resuelve ejercicios de Reactivo limitante. 13

 

 

B. Unidad: IV. Las soluciones. Tema 5. Soluciones: características, importancia, componentes, clasificación y factores que la afectan. Las aguas del lago Cocibolca, así como las que rodean a Nicaragua, tanto por el Pacifico, como por el Atlántico son ejemplos de soluciones; pero también lo es el aire que respiran las plantas y animales, así como la niebla que rodean a la cima de los volcanes. En nuestra propia vida cotidiana cuando ingerimos una sopa, nos tomamos un refresco o una gaseosa, nuestro organismo está recibiendo una serie de ingredientes disueltos en la sustancia agua, los cuales a su constituyen una mezcla. Por ejemplo en la gaseosa encontramos mezclando a azucares, colorantes, bióxido de carbono y agua entre otras.

Soluciones: características, importancia, componentes, clasificación y factores que la afectan. 51. Definición de solución. Una solución es una mezcla homogénea de partículas (iones, átomos o moléculas) o de dos o más sustancias, donde hay un límite visible entre partículas, inclusive con ayuda de instrumentos ópticos.

5.2. Características de las soluciones. a) Las sustancias se disuelven uniformemente unas en el seno de la otra.  b) No pueden reconocer a simple vista los componentes c omponentes de de una disolución. c) La formación de una disolución siempre va acompañado de desprendimiento o de absorción de energía.

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5.3. Componentes de una solución. a) Soluto: o fase dispersa es aquella que se encuentra distribuida en el seno de la otra.  b) Disolvente: o fase dispersarte es aquella que recibe en su seno a la fase dispersa.

5.4. Clasificación de las disoluciones. Según el estado de agregación o fase de los componentes. 1. De solido a solido 2. De líquido a líquido. 3. De gas a gas. 4. De solido en líquido y viceversa. 5. De solido a gas y viceversa. 6. De gas en líquido o viceversa.

Según el número de componentes. 1.Solucioines binarias(de dos componentes) 2. Soluciones ternarias(de tres componentes) 3. Soluciones cuaternarias(de cuatros compontes)

Según el estado de agregación resultante de la solución. 1. Solución sólida. 2. Solución liquida. 3. Solución gaseosa.

5. 5. Factores Factores que afectan a la solubilidad de una solución. a) Naturaleza del soluto y del disolvente.  b) Agitación. c) Aumento de la superficie de contacto. d) Temperatura. e) Presión.  Actividades Tema 5  No.1. Con orden y disciplina trabaja en la biblioteca del d el colegio con la bibliografía sugerida  por el docente (Lic. (Lic. Ernesto González. Química 10 10 secundaria regular. Distribuidora cultural 2010) y realiza las siguientes actividades:

Defina los siguientes conceptos: a) Mezcla.

d) Solución saturada.

 b) Mezcla mecánica.

e) Solución insaturada.

c) Soluto.

f) Disolvente. 15

 

 

g) Solución sobresaturada.

i) Solución concentrada.

h) Solución diluida.

Responde: ¿Cuál de las siguientes sustancias no es una mezcla? ¿Por qué? a) Agua

b) plástico

c) sopa de albóndigas

d) arena

Enumera: a) Características de una Mezcla mecánica.  b) Características de una solución. c) Clasificación de las soluciones.

Tema 6. Importancia de las soluciones en la vida diaria. Resultan amplísimas las aplicaciones de las soluciones en la vida diaria, y para muestras o ejemplos tenemos los siguientes. Clasificación De solido a solido Líquido a liquido De gas a gas De solido en líquido y viceversa De solido en gas y viceversa

De gas en líquido y viceversa.

Ejemplos Aleaciones de cinc en estaño Alcohol en agua. Oxígeno en nitrógeno Sal en agua o mercurio en plata(amalgama dental) Hidrogeno (gas) absorbido en superficie de níquel. Gaseosa

No.1. Elabora un collage sobre la importancia de las soluciones en la vida diaria. Tema 7. Prueba de solubilidad. Se entiende por solubilidad la capacidad de una determinada cantidad de disolvente para disolver un soluto. Prueba de solubilidad de un compuesto. Podrán obtener información de una sustancia desconocida, por el estudio de su comportamiento de solubilidad en varios reactivos como son H2O, NaOH, NaHSO3, HCl y H2SO4 concentrado, de acuerdo a su comportamiento y presencia de un grupo funcional. Primero se determina la solubilidad de los compuestos en agua. Los compuestos solubles en agua se dividen en tres clases principales: 16

 

 

1. Compuestos ácidos, que dan soluciones que viran al rojo el papel de tornasol. 2. Compuestos básicos, que viran a azul el papel tornasol 3. Compuestos neutros, y ácidos y bases débiles, que no hacen virar el papel tornasol. Al considerar la solubilidad en agua, se dice arbitrariamente que una sustancia es soluble si se disuelve cuando menos en relación de 3 g por 100 mL de disolvente. Cuando se está considerando la solubilidad en ácido o base, la observación significativa que debe hacerse es si es notablemente más soluble en ácido o base acuosa que en agua. Este incremento en la solubilidad es la prueba positiva deseada para un grupo funcional básico o ácido. Los compuestos orgánicos ácidos se conocen por su solubilidad en hidróxido de sodio al 5.0% (p/v). Los ácidos fuertes se disuelven en bicarbonato de sodio al 5.0% (p/v) y los débiles en hidróxido de sodio. Los compuestos orgánicos que se comportan como bases en solución acuosa, se identifican por su solubilidad en ácido clorhídrico al 5.0% (v/v). En general no se hace ningún intento para diferenciar entre bases fuertes y débiles. Muchos compuestos que son neutros aún en soluciones acuosas fuertemente ácidas, se comportan como bases en disolventes más ácidos, tales como el ácido sulfúrico concentrado.

Actividades Tema 7  No.1. organícese en equipo de trabajo y con la mediación del docente, realiza actividades  prácticas sencillas, con materiales del medio, en la que se compruebe compru ebe la solubilidad de: a) Aceite en agua.  b) Aceite en ácido sulfúrico. c) Aceite en alcohol. d) Aceite en acetona. Anota tus observaciones en el cuaderno y entre un reporta por equipo.

8. Concentración de soluciones.  La concentración química determina la proporción de soluto y solvente en una solución química. La concentración química es la cantidad en que se encuentran las sustancias que se disuelven (soluto) en relación a la o las sustancias que lo disuelven (solvente). En este sentido, la cantidad de soluto siempre será menor al solvente para que se conside re una solución.

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8.1. Unidades físicas: masa-masa, masa-volumen, volumen- volumen, volumen –  ppm.  ppm. Unidades físicas: masa-masa, masa-volumen, volumen- volumen, volumen  –  ppm.  ppm. Los químicos emplean diversas formas de expresar la concentración de una solución, las cuales están basadas en unidades físicas y químicas. Unidades físicas Masa- masa Masa- volumen Volumen- volumen Ppm(partes por millón)

Expresión o fórmulas para calcular las distintas concentraciones. %(x)=m(x) / (m(x)+_m(d).100 o %(x)=m(x) / m(M).100 %(m(x) / V)= m(x) / V(D).100 % V(x)= V(x) / V(D).100 Ppm(x)= m(x) / m(D).1000

8.2. Unidades químicas: m molaridad, olaridad, normalidad, M Molalidad olalidad y fracción molar. Unidades químicas: molaridad, normalidad, Molalidad y fracción molar.

Unidades químicas Molaridad

Expresión o fórmulas para calcular las distintas M=n(x) / V(D) o concentraciones C(x)=n(x) / V(D) V(D)=n(x) / M o

n(x)=M. V(D)

M=m(x) / M(x) / V(D) o C(x)=m(x) / M(x). V(D)

Normalidad

V(D)=m(x) / M(x) / C(x) o m(x)=M(X).C(x) . V(D)   N= # Eqg / V(D) o C(x/ z)= # Eqg(x) / V(D) V(D)= # Eqg(x)/N o # Eqg(x)=N.V(D)  N= m(x) / Eqg(x) / V(D) V (D)= m(x) / Eqg(x) / N o  N.V(D)

Fracción molar Molalidad

m(x)= / Eqg(x).

X(A)= n(A) / (n(A) + n(d) o X(d)= n(d) / (n(A)+ n(d) )  b(x / d)= n(x) / m(x) Kg de disolvente

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Actividades Tema 8  No.1. Participa activamente y la con mediación del docente resuelve la clase práctica de concentraciones de soluciones, en unidades químicas y físicas del texto de química (Lic. Ernesto González. Química 10 secundaria regular. Distribuidora cultural 2010).  No.2. Promoviendo la igualdad de oportunidades oportunidades,, la equidad y el resp respeto, eto, realiza en equipo la práctica de laboratorio del texto de química (Lic. Ernesto González. Química

V. EVALUACION  La evaluación se practicará conforme con la normativa académica institucional: 60 puntos acumulados y 40 puntos el examen de fin de bimestre (opcional a criterio del docente y las características de la asignatura, un proyecto/producto). proyecto/producto) . A través de la plataforma EDMODO, mediante notificaciones, el docente estará convocando a la realización de las tareas, tareas , así como las fechas y horario de recepción (los estudiantes en línea, a través de la plataforma). La dirección del colegio publicará el calendario de exámenes.

VI. BIBLIOGRAFIA Lic. Ernesto González Química 10 secundaria regular. Distribuidora Cultural 2010. Candel, J.Satoca, J.B Soler y J.J Tent. Química técnica básica. Editorial ANAYA 1991. Plisar n Sonia, Química 10, Editorial Santillana, Proyecto Crisálida. Antología Química 10, propiedad del MECD para docentes de educación secundaria.

VII WEB GRAFIA SUGERIDA https://es.wikihow.com/calcular-la-masa-molar  https://es.wikihow.com/calcular-la-masa-molar Masa molar https://www.youtube.com/watch?v=J-U6fVdS3ns   Masa molar https://www.youtube.com/watch?v=J-U6fVdS3ns https://www.youtube.com/watch?v=jHRNPVJR7Lo Moles de una sustancia https://www.youtube.com/watch?v=jHRNPVJR7Lo  https://www.youtube.com/watch?v=4pvBPfxoFsA https://www.youtube.com/watch?v=4pvBPfxoFsA   Solución química https://www.youtube.com/watch?v=ZD-do2NxxT8  https://www.youtube.com/watch?v=ZD-do2NxxT8 Factores que afectan la solubilidad

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VIII. Anexos Anexo 1

CLASE PRÁCTICA. Tema: Cálculos estequiométricos. Indicador de logro: Desarrolla habilidades y destrezas al resolver ejercicios de cálculos estequiométricos. Actividades: Resuelve en tu tu cuaderno la siguiente clase práctica de cálculos estequiométricos. Participa activamente en la pizarra y consulta a tu docente si tienes dificultad en la resolución de los mismos. Mol  –  mol  mol 1. ¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso se necesitan para quemar 1.20 mol de alcohol etílico, C2H5OH? La ecuación química es la siguiente. C2H5OH + O2 CO2 (g) + H2O (g) 2. ¿Cuántos moles de CO2 se producen al quemar 1.20 mol de alcohol etílico, C2H5OH? Mol  –  gramos.  gramos. 3. ¿Cuántos gramos de oxígeno gaseoso se necesitan para quemar 2 moles de alcohol etílico, C2H5OH?  C2H5OH + O2

CO2 (g) + H2O (g)

4. Calcula cuántos gramos de sulfuro de plomo (II) se pueden oxidar con 5.22 mol de oxigeno gaseoso, de acuerdo con la ecuación siguiente. PbS+O2 (g) PbO + SO2  Gramos  –  mol.  mol. 5. A partir de 20 gramos de clorato de potasio, que se descomponen térmicamente, ¿Cuántos moles de oxigeno se obtendrán? KCLO3 

KCL + O2

6. El hierro al reaccionar con el ácido sulfúrico, donde se evidencia el carácter ácido al desprenderse hidrógeno y sulfato de hierro (II), como se te muestra, representado  por la ecuación siguiente: 20

 

 

H2SO4 + Fe(s)

H2 + FeSO4

¿Cuántos moles de sulfato de hierro (II) se obtendrán a partir de 32 gramos de hierro? Gramos  –  gramos  gramos 7. ¿Cuántos gramos de oxígeno gaseoso se necesitan para quemar 10.0 gramos de alcohol etílico, C2H5OH? C2H5OH + O2

CO2 (g) + H2O (g)

8. ¿Cuántos gramos de CO2 se pueden producir al quemar 12 gramos de alcohol etílico? C2H5OH + O2

CO2 (g) + H2O (g)

Masa  –  Volumen  Volumen 9. Calcula la cantidad de litros de oxígeno (en T.P.N) que se producen al calentar 0.48 gramos de clorato de potasio. KCLO3 

KCL + O2

Volumen- Masa 10. ¿Cuántos gramos de Nitrógeno desaparecen durante la producción de 4.20 litros de amoniaco gaseoso de acuerdo con la ecuación siguiente, si todo el sistema se encuentra a TPN?  N2 + H2

 NH3 

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