QUÍMICA II

PROPÓSITOS DE LA ASIGNATURA DE QUÍMICA

La química es la ciencia que estudia la composición y estructura de los materiales, así como las transformaciones que éstos pueden sufrir y la energía que se involucra en dichos cambios.

Su papel formativo: Interpretar y modelar los fenómenos químicos, aplicando conocimientos científicos básicos y utilizando el vocabulario propio de esta ciencia…..

El curso de Química II esta organizado en tres unidades:

Dr. Jorge Esteban de Jesús Dávila Aviña

Química II

Sec. 2:Actividad 3 (pág. 15).Actividad 4 (pág. 16).Actividad 5 (pág. 17).CIERRE (Actividad 7, 8 pág. 17).

Tareas:

Sec. 1:Actividad 3. A) B) (pág. 11)CIERRE (Actividad 4, pág. 12)

Sec. 3:Actividad 3 (pág. 21).CIERRE (Actividad 6 pág. 22, Mapa conceptual).

Sec. 4:Actividad 3 (pág. 24). Actividad 4 (pág. 25).Actividad 5 (pág. 26).Actividad 6 (pág. 26).CIERRE (Actividad 7, pág. 26).

Sec. 5:Actividad 3 (pág. 29). Actividad 4 (pág. 29).Actividad 5 (pág. 30).CIERRE (Actividad 6,7 , pág. 31,32).

AUTOEVALUACIÓN UNIDAD I

APERTURA

Diariamente, si ponemos atención a todo lo que ocurre a nuestro alrededor, nos podremos dar cuenta que ocurren una gran cantidad de reacciones químicas.

La basura orgánica - reacción de fermentación

Las plantas - fotosíntesis

Nuestro organismo: La obtención de energía a partir de los alimentos, la transmisión de impulsos nerviosos, la producción de sustancias (hormonas, proteínas) que requiere nuestro organismo para su normal funcionamiento, entre muchas otras. (Equilibrio)

1. ¿Qué es una ecuación química?

5. ¿Qué otras reacciones químicas ocurren dentro en el cuerpo humano, además de las mencionados en la lectura? Escríbelas.

APERTURA…….

Es una descripción simbólica de una reacción química.

2. ¿Qué es una reacción química?

Es todo proceso en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos.

3. ¿Cuál es la diferencia entre ambas?

4. Explica el significado que tiene para ti la palabra balancear

Transformación- Representación

Igualar, poner [una cosa] en equilibrio.

Estequiometría

El cálculo de cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas.

Si se conoce la cantidad de una sustancia que participa en una reacción química y si se tiene la ecuación química balanceada, se pueden calcular las cantidades de los demás reactivos y productos.

Estas cantidades pueden estar en moles, en masa (gramos) o en volumen (litros).

Podemos decir que la Estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre unidades de peso, de volumen y de cantidades de sustancias.

Balanceo de ecuaciones químicas

Una reacción química puede definirse como el proceso mediante el cual una o más sustancias se combinan para obtener a su vez una o más sustancias diferentes.

Las reacciones químicas se pueden representar por medio de una ecuación.

Una ecuación química, al ser balanceada, indica las cantidades de los productos que se obtendrán.

Balancear una ecuación química significa tener el mismo número de átomos de cada elemento.

Al escribir una ecuación química, se pueden agregar adicionalmente los símbolos auxiliares que sirven para indicarnos en qué condiciones se lleva a cabo la reacción, o cuál es el estado físico de las sustancias que intervienen. Algunos de estos símbolos auxiliares son:

Por lo general las ecuaciones químicas deben satisfacer tres condiciones:

Representar hechos experimentales, es decir la reacción que ocurre realmente bajo esas condiciones.

Para esto es necesario utilizar símbolos auxiliares, los cuales nos van a indicar en qué condiciones se va a llevar a cabo la reacción.

En ambos lados de la ecuación debe existir el mismo número de átomos que intervienen en la misma, es decir, debe estar balanceada.

El coeficiente es el número que están colocados antes de las fórmulas químicas, indicando la cantidad de átomos, moléculas o moles que intervienen en el proceso.

El número pequeño que se coloca en la parte inferior derecha de un símbolo químico se conoce como subíndice y nos indica el número de átomos de un elemento.

Esta ecuación química se lee así: una molécula de nitrógeno reacciona con tres moléculas de hidrógeno para formar dos moléculas de amoniaco.

Balanceo de Ecuaciones por el método de tanteo

Este método de balanceo de ecuaciones químicas consiste en ensayar coeficientes en ambos lados de la ecuación hasta igualar las cantidades atómicas en reactivos y productos, tomando como punto de partida aquel elemento que se encuentre en mayor proporción o que se repita varias veces.

Este método se utiliza para el ajuste de aquellas ecuaciones sencillas.

Ejemplo

Pasos para balancear por tanteo:

Paso 1: Identificar los elementos que participan en la reacción.

Paso 2: Verificar la cantidad existente de cada elemento tanto en reactivos como en productos.

Paso 3: Equilibrar todos los elementos diferentes al oxígeno y al hidrógeno

Paso 4: Equilibrar los hidrógenos, por lo general al hacer esto se equilibra el agua (no aplica ya que la ecuación no presenta hidrógenos)

Paso 5: Equilibrar los oxígenos y así la ecuación quedará balanceada.

Nota: tomar en cuenta que al balancear una ecuación química los subíndices no se deben modificar y los coeficientes se escriben al inicio de la fórmula o elemento

Actividad 3.

Realiza los siguientes ejercicios

a) De las siguientes fórmulas químicas indica cuantos átomos hay de cada elemento.

Toda Ecuación Química debe cumplir con la Ley de la conservación de la materia y para poder lograrlo es necesario que los átomos que forman los Reactivos y Productos sean iguales.

NaOH + HCl NaCl + H2O

Na

O

H

Cl

ProductosReactivos

Na

O

H

Cl

1

1

2

1 1

1

1

2

Cuando una ecuación cumple con estas características se le llama ecuación química balanceada y para lograrlo, se utiliza un sistema llamado balanceo de Ecuaciones.

H2 + Cl2 HCl

H

Cl

Reactivos Productos

H

Cl

2

2

1

1 2

2

2

REACCION DE SINTESIS:

› Cuando un elemento reacciona con otro para producir un compuesto, por lo que se a sintetizado una nueva sustancia.

Reacciones químicas

Síntesis A + B AB +

+

A + B AB

Na (s) + Cl2 (g)

+

2 2 NaCl(s)

a) De las siguientes fórmulas químicas indica cuantos átomos hay de cada elemento.

b) Balancea por el método de tanteo las siguientes ecuaciones.

En algunas de estas ecuaciones aparecen coeficientes (números en negrita) para que tú completes el balanceo. En el resto debes balancear desde el inicio.

CIERRE Actividad 4. Complementa el enunciado correspondiente con las siguientes palabras: Lavoisier, Estequiometría, símbolos auxiliares, Ley de la conservación de la masa, coeficientes, subíndice, ecuación, balanceo por tanteo, balancear. Compara tus respuestas con las de tus compañeros.

SECUENCIA DIDÁCTICA 2

UNIDADES QUÍMICAS Y CÁLCULOS

APERTURA

Algunas enfermedades son ocasionadas por exceso o deficiencia de sustancias que se consumen o se producen en el interior del cuerpo, por ejemplo la hipercolestemia y la diabetes.

¿Cómo nos damos cuenta de esto? Hasta que visitamos al médico y nos ordena análisis clínicos, y en los resultados observamos que aumentan o disminuyen las cantidades de ciertas sustancias en la sangre.

Los químicos en el laboratorio utilizan unidades químicas para medir la concentración de las sustancias.

Así como para medir el volumen, la distancia, el tiempo requerimos de unidades especiales, así en Química necesitamos de unidades que nos permitan medir las cantidades de átomos y de moléculas.

Longitud: •Medida de la distancia.•La unidad SI fundamental para la longitud es el metro (m)

Masa: •Medida de la cantidad de material en un objeto.•La unidad SI fundamental para la masa es el kilogramo (kg)

Temperatura: •Medida del calor o frío de un objeto.•Escala Celsius (0°C = congelación y 100°C = ebullición del agua)•También se usan las escalas Kelvin (derivada del SI, no se usa símbolo °) y Fahrenheit.K = °C +

273.15K = °C + 273.15

°C = 5/9 (°F - 32)

°C = 5/9 (°F - 32)

°F = 9/5 (°C)+ 32

°F = 9/5 (°C)+ 32

MATERIA

ELEMENTO

S

ÁTOMOS

MOLÉCULA

SCOMPUEST

OS

Unidades químicas

En las reacciones químicas intervienen átomos, iones o moléculas; para contar y pesar tales partículas se requieren las unidades químicas como el peso atómico, el mol y el peso molecular.

Peso atómico.- Es el peso promedio de los átomos de un elemento en relación con el peso de un átomo de carbono 12, al cual se le ha asignado el peso de 12 unidades de masa atómica ( uma ).

Átomo-gramo: Se define como el peso atómico o masa atómica de un elemento expresado en gramos.

Ejemplos: Un átomo gramo de sodio (Na) pesa 23 g y contiene 6.023 x 1023 átomos de sodio. Un átomo de carbono (C) pesa 12 g y contiene 6.023 x 1023 átomos de carbono.

Molécula-gramo:

Se define como el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto), expresado en gramos.

Ejemplos: Un mol de monóxido de carbono (CO) pesa 28 g y contiene 6.023 x 1023 moléculas del mismo.

Un mol de azufre (S) pesa 32 g y contiene 6.023 x 1023 moléculas del mismo.

¿un átomo de 12C tiene masa de 12 u.m.a.?

1 mol de átomos de 12C = 12,00 g de 12C (peso exacto por definición)

El peso atómico de un solo elemento (en u.m.a.) es numéricamente igual a la masa (en gramos) de un mol de átomos de ese elemento.Masa atómica de Na pesa 23 u.m.a.

Peso atómico de Na pesa 23 gPara cualquier elemento

masa atómica (u.m.a.) = peso atómico (g)

Mol y el número de Avogadro

Mol: Es la unidad fundamental del Sistema Internacional de Unidades y

se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas

como átomos hay en 12 g de carbono-12. También se define como una

cantidad de sustancia que contenga el Número de Avogadro de

partículas unitarias.

Por ejemplo así como una docena contiene 12 objetos, un mol de una

sustancia siempre contiene 6.023x1023 partículas, es decir el Número de

Avogadro de partículas.

1 mol de átomos de 12C = 6,0221367 x 1023 partículas

Número de Avogadro

El número de Avogadro:

Es el número de partículas que constituye un mol y es igual a 6.023x1023 partículas, átomos, iones, moléculas.

Este número es extremadamente grande y se representa con la letra N, se le da este nombre en honor a al químico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856).

Peso molecular.

Es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.

Para un compuesto, la suma de las masas atómicas o pesos atómicos en uma se llama peso fórmula (PF) o si la sustancia se compone de moléculas, a esta suma también se le puede llamar peso molecular (PM) del compuesto.

El peso molecular se determina sacando los pesos atómicos de cada uno de los elementos, multiplicados por sus subíndices o números de átomos, para posteriormente sumarse, sus unidades son u.m.a. o g/mol.

Por ejemplo:

Cálculo de Peso Molecular

Ejemplo: Calcula el peso molecular del AgNO3.

Instrucciones: Para poder resolver este problema debes llevar a cabo los siguientes pasos.

Paso 1: Busca en la tabla periódica de los elementos los pesos atómicos de cada elemento del AgNO3.

Paso 2: Multiplica el peso atómico de cada elemento por su correspondiente subíndice o numero de átomos.

Paso 3: Suma el resultado de cada multiplicación obteniendo así el peso molecular.

(Pag.15)

Actividad 3. Siguiendo el procedimiento del ejemplo anterior y en tu libreta, determina el peso molecular para cada una de las siguientes sustancias.

Cálculo de número de moles

Número de moles en x gramos de sustancia Se puede calcular mediante la siguiente relación:

n = g / PA n = g / PM

Donde: n es el número de moles

g es masa en gramosPA es el peso atómico

PM es el peso molecular

Con esta ecuación también podemos calcular la masa de un determinado número de moles. g = n X PM

Ejemplo:

¿Cuál es el número de moles contenidas en 100g de CO2?

Paso 1: Recopila los datos que proporciona el problema y busca en la tabla periódica los pesos atómicos de los elementos participantes.

Paso 2: Calcular el Peso Molecular del CO2.

Paso 3: Sustituir los datos en la fórmula para calcular el número de moles.

Paso 4: Utiliza la calculadora para dividir 100 entre 44 y obtén el valor del número de moles.

Actividad 4. Sigue el procedimiento del ejemplo anterior y en tu libreta, determina el número de moles para cada una de las siguientes sustancias.

1. 150 gramos de hidróxido de calcio Ca(OH)2 2. 200 gramos de ácido sulfúrico H2SO4 3. 20 gramos de nitrato de sodio NaNO3 4. 100 gramos de nitrato de potasio KNO3 5. 500 gramos de ácido clorhídrico HCl

Cálculo de la masa en gramos a partir del número de moles y del peso atómico o molecular

Para calcular la masa (g) de un determinado número de moles se utiliza la siguiente fórmula:

g = n X PM o g = n X PA

Ejemplo: Obtener la masa contenida en 3.45 moles de NaCl.

Paso 1: Recopila los datos que proporciona el problema y busca en la tabla periódica los pesos atómicos de los elementos participantes.

Paso 2: Calcula el Peso Molecular del NaCl.

Paso 3: Sustituir los datos en la fórmula para calcular los gramos.

Paso 4: Utiliza la calculadora para multiplicar 3.45 por 201.65 y obtén el valor de la masa en gramos del NaCl. Nota: PA=Peso atómico; PM=Peso Molecular

Actividad 5. Siguiendo el procedimiento del ejemplo anterior y en tu libreta determina la masa en gramos para cada una de las siguientes sustancias.

a) 7 moles de tricloruro de fósforo PCl3 b) 2 moles de tetracloruro de carbono CCl4 c) 1.5 moles de nitrato de plata AgNO3 d) 3 moles de hidróxido de sodio NaOH e) 8 moles de sulfato de aluminio Al2(SO4)3

Actividad 6. En tu libreta esquematiza la información del tema de unidades químicas (puedes realizar un mapa conceptual o un cuadro sinóptico), donde incluyas todos los conceptos claves y sus definiciones sintetizadas

SECUENCIA DIDÁCTICA 3

SOLUCIONES Y SU CLASIFICACIÓN

Cuando la cantidad de alcohol en la sangre alcanza de 0.02 a 0.03%, la persona comienza a sentir una estimulación relajante,

cuando el porcentaje de alcohol alcanza del 0.05 a 0.10%, la persona presenta una disminución de la coordinación muscular, un tiempo de reacción más prolongado y el juicio alterado, ¡¡¡

0.08 es el porcentaje máximo de alcohol en la sangre para que una persona pueda conducir un vehículo!!!

Por lo tanto es importante conocer estos valores, pues indican el grado de ebriedad de una persona y los efectos que pueda presentar.

APERTURA ¿Sabías que cuando una persona ingiere alcohol se puede medir su concentración en la sangre?

Esto se denomina nivel de alcohol en la sangre.

3. ¿Qué componentes tiene?

4. ¿Por qué al agua se le llama solvente universal?

5. ¿Conoces otros solventes? Anota su nombre y para que se utilizan.

1. De acuerdo a tu criterio, cuando una persona responsable y respetuosa de la vida, decide tomar alguna bebida alcohólica y se encuentra bajo sus efectos ¿Debe conducir un auto o presentarse a trabajar o estudiar? ¿Por qué?

2. ¿Qué es una solución?

es una mezcla de dos o más componentes

soluto-solvente

por disponibilidad, estabilidad y polaridad

Soluciones

En el universo que nos rodea encontramos ciertas sustancias llamadas soluciones, tales como: Los océanos, que están formados por diversas sales disueltas en agua, los refrescos, los desinfectantes, los solventes como el thinner y el aguarrás, combustibles como la gasolina y el alcohol.

Conocer cómo se preparan diversas soluciones en el laboratorio para hacerlas reaccionar con otras, requiere de un conocimiento amplio de las propiedades químicas de las sustancias, ya que en una misma solución, con diferentes grados de concentración con relación al binomio soluto-solvente, se producen diferentes sustancias al reaccionar con un mismo compuesto.

Soluciones o Disoluciones

Al observar nuestro entorno, hay múltiples objetos de diversas clases: automóviles, árboles, frutas, aparatos electrodomésticos, alimentos, ropa, libros, etc.

Cada uno posee características particulares y todos tienen el propósito de hacer la vida más placentera al hombre.

Al referirnos a una clase específica de materia se utiliza la palabra material, que en términos prácticos es de lo que están hechos las cosas u objetos.

Dentro de los materiales existentes están los heterogéneos (no son completamente uniformes), es decir tienen más de una fase. Ejemplo: un refresco con hielo tiene tres fases presentes (sólido, líquido y gaseoso).

Los materiales homogéneos (son uniformes) consisten de una sola fase, por ejemplo: el azúcar, la sal, el agua de mar, el cuarzo y el cristal.

Algunos materiales homogéneos se pueden calificar como una mezcla.

Una mezcla contiene más de una clase de material.

La materia heterogénea siempre está compuesta por más de una fase y por lo tanto es una mezcla.

Por lo anterior, una solución se define como la materia homogénea compuesta de más de un material.

Las soluciones están formadas de un soluto (el material que se disuelve) es el que se encuentra en menor cantidad y de un solvente (el material que disuelve) está presente en mayor cantidad.

En una solución de dos o más líquidos, el solvente es el que se encuentra presente en mayor proporción, el solvente más común es el agua.

Definición

Hay soluciones tanto de gases como de líquidos y sólidos casi en cualquier parte.. El aire es una solución de gases

El agua que bebemos no es H2O pura, es una solución que contiene iones calcio, iones magnesio y trazas de muchos otros iones.

Mezclas: son combinaciones de dos o más sustancias en las que cada una conserva su propia identidad química y sus

propiedades.

La composición de la mezcla puede variar. Ejemplo Taza de café con azúcar

Mezclas homogéneas: conservan su composición en todas sus partes y se forman por dos o más sustancias puras. Uniformes en todos sus puntos.

Ejemplo: aire, solución de azúcar en agua, agua carbonatada y vinagre.

Mezclas Heterogéneas: .no tienen las misma composición, propiedades y aspecto en todos sus puntos.

Ejemplo: una mezcla de azufre y hierro

Resumen

Pero, cuando dos líquidos no se combinan se llaman inmiscibles, por ejemplo el agua y el aceite.

Las soluciones se clasifican en empíricas y valoradas

Cuando dos líquidos se disuelven entre sí se llaman miscibles, por ejemplo el anticongelante y el agua.

Soluciones Empíricas

Las soluciones empíricas son aquellas soluciones en las que no se toma en cuenta cantidades exactas de soluto y solvente. Según su concentración se clasifican en:

Soluciones diluidas y concentradas

Esto depende de la cantidad de soluto presente.

Solución diluida: una cantidad relativamente pequeña de soluto disuelto.

Solución concentrada: contiene cantidades relativamente grandes disueltas de soluto

Ejemplo: Si se preparan tres soluciones de la forma que se indica a continuación:

*se pesan 80 gramos (solución A), 150 gramos (solución B) y 200 gramos de glucosa (solución C).

*se agrega agua hasta 1 litro, en cada recipiente.

*se agita hasta disolución completa.

.

Las tres soluciones son distintas, pues si bien tienen los mismos componentes, éstos difieren en su concentración

Figura 1.1

Las soluciones concentradas se subdividen en saturadas y sobre saturadas.

Las saturadas contienen la cantidad máxima que el solvente puede disolver y la sobresaturada contiene más soluto del que se puede disolver y por lo tanto observaremos algo de soluto sin disolver.

Tabla 1.1 Clasificación de las soluciones de acuerdo a dos criterios: estado de agregación y su concentración.

Actividad 3. Elabora un glosario en tu libreta con los siguientes conceptos consultando la información en la lectura.

soluto solvente solución solución saturada solución empírica solución diluida solución concentrada solución sobresaturada

Actividad 6.

En tu libreta realiza un mapa conceptual, que incluya la clasificación de las soluciones y ejemplos.

CIERRE

Soluciones Valoradas

Las soluciones valoradas son aquellas donde se expresa cuantitativamente (es decir, las cantidades se tienen que medir exactamente) la relación de soluto y solvente.

Las mediciones de soluto y solvente tienen que realizarse con la máxima precisión posible, ya que de su correcta preparación dependen mucho los resultados obtenidos en una reacción química.

Dentro de las soluciones valoradas están las siguientes:

A) Partes por millón (ppm) Es la forma de expresar la concentración de soluciones muy diluidas y son las partes de masa de soluto por 1 millón de masa de solución.

B) Porcentaje peso / volumen (% p/v) Se usa frecuentemente para expresar la solubilidad de un compuesto en peso por unidad de volumen.

C) Porcentaje en volumen (% v/v) Las soluciones que se preparan con dos líquidos con frecuencia se presentan en por ciento en volumen con base en el soluto.

Por lo tanto, el por ciento en volumen es el volumen de un líquido en 100 ml de solución. Esta unidad es útil cuando se refiere a gases disueltos en gases o líquidos en líquidos.

D) Molaridad (M) Se obtiene una solución cuando una sustancia química se disuelve totalmente en otra. La concentración de una solución es una medida de la cantidad de soluto disuelto en la solución. Uno de los métodos más útiles para expresar la concentración es el que se denomina molaridad, (M) y se define como el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución.

E) Normalidad (N) Se define como el número de equivalentes-gramo de soluto contenido en un litro de solución.

SECUENCIA DIDÁCTICA 4

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES PORCENTUALES

APERTURA

Actividad 1. Toma un frasco de alcohol para frotar y lee la etiqueta. Es muy probable que ésta indique:

―Alcohol isopropílico, 70% en volumen

La concentración de las soluciones puede expresarse también en porcentajes, si el soluto y el solvente son líquidos el porcentaje será volumen/volumen y si el soluto es sólido y el solvente líquido el porcentaje será peso/volumen.

Para preparar 100 ml de alcohol isopropílico al 70% fueron necesarios 70 ml del alcohol y el agua necesaria hasta completar 100 ml.

Soluciones porcentuales

Aplicación de concentración Porcentaje Peso/Volumen

El porcentaje Peso/Volumen se usa frecuentemente para expresar la solubilidad de un compuesto y se expresa mediante la siguiente fórmula:

Donde ml de solución = ml de soluto + ml de solvente

Ejemplo 1: Se desea conocer el porcentaje peso/volumen de un medicamento que contiene 5 gramos de sustancia activa en 100 ml de solución.

Paso 1: Recopila los datos que proporciona el problema

Paso 3: Utiliza la calculadora para multiplicar 5 por 100, presiona la tecla igual y el resultado lo divides entre 100 obteniendo así el porcentaje peso volumen de la solución.

Paso 2: Una vez recopilados los datos sustitúyelos en la fórmula para calcular el % P/V.

Actividad 3. En binas y siguiendo el procedimiento del problema anterior determina el % Peso/Volumen de las siguientes soluciones.

1.¿Cuál es el % P/V de 15 gramos de sal en medio litro de agua?

2. Si deseas preparar una solución de 2 litros y viertes 100 gramos de NaBr, ¿Cuál es el %P/V de la solución?

Ejemplo 2: ¿Cuántos g de KI se necesitan para preparar 2 litros de una solución al 15 %?

Paso 1: Recopila los datos que proporciona el problema. Nota: Para convertir los litros a mililitros tienes que multiplicar los litros por mil (2 X 1000 = 2000 ml).

Paso 2: Despejar de la formula %P/V los gramos, como se observa a continuación.

Paso 3: Una vez despejados los gramos, sustituye los datos en la fórmula para calcular los gramos de KI

Paso 4: Utiliza la calculadora para multiplicar 15 por 2000, presiona la tecla igual y el resultado lo divides entre 100 obteniendo así los gramos de KI en la solución.

Actividad 4. En binas y siguiendo el procedimiento del problema anterior, determinar los gramos contenidos en las siguientes soluciones.

1. ¿Cuántos gramos de Al(OH)3 se necesitan para preparar 500 ml de una solución al 9%?

2. ¿Cuántos gramos de azúcar se necesitan para preparar 100 ml de una solución al 50%?

Aplicación de concentración Porcentaje V/V

El % V/V se utiliza en soluciones que se preparan con dos líquidos; con frecuencia se presentan en por ciento en volumen con base en el soluto.

Por lo tanto, el por ciento en volumen es el volumen de un líquido en 100 ml de solución.

Ejemplo 1: Si se le añaden 50 ml de etanol (C2H5OH) a 50 ml de agua, se forman 100 ml de disolución. ¿Cuál es el por ciento de disolución? Instrucciones: Para poder resolver este problema debes seguir los siguientes pasos.

Paso 1: Recopila los datos que proporciona el problema.

Paso 2: Una vez recopilados los datos sustitúyelos en la fórmula para calcular el % V/V.

Paso 3: Escribe la fórmula.

Paso 4: Utiliza la calculadora para multiplicar 50 por 100, presiona la tecla igual y el resultado lo divides entre 100 obteniendo así el porcentaje en volumen de la solución.

Actividad 5. En binas y siguiendo el procedimiento del problema anterior, determina el % V/V de las siguientes soluciones.

1. Si deseas limpiar el piso de tu casa y viertes en una cubeta de agua 80 ml de HCl en 8 litros de agua, ¿Cuál es el % V/V de la solución?

2. Si utilizas cloralex para lavar ropa blanca en la lavadora y viertes 120 ml de cloralex en 30 litros de agua, que es la capacidad de la lavadora, ¿cuál es el % V/V de la solución?

Ejemplo 2: ¿Cuántos ml de alcohol al 40% contiene una botella de coñac de 1 litro?

Paso 1: Recopila los datos que proporciona el problema. Nota: Para convertir los litros a mililitros tienes que multiplicar los litros por mil (1 x 1000 = 1000 ml)

Paso 2: Despejar de la formula %V/V los mililitros de soluto, como se observa a continuación.

Paso 3: Una vez despejados los mililitros sustituye los datos en la fórmula para calcular los ml de alcohol.

Paso 4: Utiliza la calculadora para multiplicar 40 por 1000, presiona la tecla igual y el resultado lo divides entre 100, obteniendo así los mililitros de alcohol en la solución.

Actividad 6. En binas y siguiendo el procedimiento del problema anterior determina los mililitros contenidos en las siguientes soluciones.

1.¿Cuántos ml de alcohol de una solución al 50% contiene una botella de tequila de 900 ml?

2.2. Si deseas desinfectar 1 litro de agua para beber y utilizas cloro para desinfectar y el porcentaje de la solución es 0.2%, ¿Cuántos ml de cloro necesitas?

CIERRE

Actividad 7.Contesta las siguientes preguntas

1.Cada ml de líquido equivale aproximadamente a 20 gotas. Si para desinfectar frutas y verduras se recomienda agregar 10 gotas de cloralex a 1 litro de agua. ¿Cuál es el porcentaje en volumen que se requiere para desinfectar frutas y verduras?

2. Si un frasco de 100 ml de Pepto- Bismol contiene 1.75 g de Subsalicilato de Bismuto, ¿Cuál es el % P/V de la solución Pepto- Bismol?

SECUENCIA DIDÁCTICA 5

MOLARIDAD Y NORMALIDAD

La anestesia causa insensibilidad al dolor.

Las sustancias con propiedad anestésica inducen generalmente la depresión del sistema nervioso central.

Por ello, al aplicarlas debe tenerse mucho cuidado con su concentración y la dosis que se administre al paciente.

Si la cantidad administrada es muy poca, el paciente ―sentirá dolor, si por el contrario, es muy alta, se le puede provocar algún daño en su sistema nervioso.

En las reacciones químicas las cantidades de las sustancias y la concentración de las soluciones son también importantes ya que de estas depende que se lleve a cabo o no una reacción.

http://www.youtube.com/watch?v=lt0BRIzuays

1. ¿Conoces alguna solución (bebida o medicamento) que tenga que prepararse con cantidades exactas?

2. ¿Recuerdas a qué equivale la Molaridad?

3. ¿Recuerdas a qué equivale la normalidad?

número de equivalentes-gramo de soluto contenido en un litro de solución.

El número de moles de soluto disueltos en un litro de solución.

Molaridad

La Molaridad se define como el número de moles de soluto en un litro de solución y se representa con la letra M mayúscula y sus soluciones se conocen como Molares.

M = molaridad = moles/ litros

n = número de moles de solución = mol

V = Volumen = litros

Ejemplo: ¿Cuál es la molaridad de 1.2 moles de bromuro de rubidio (RbBr) en 185.5ml de solución?

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio (KOH) se necesitan para preparar 600 ml de solución al 0.45 M?

Ejemplo: Calcula la molaridad de 250 ml de una solución de hidróxido de sodio (NaOH), preparada con 20 g de soluto.

Actividad 3. Con la ayuda de los ejemplos que anteriormente se presentaron, resuelvan en binas los siguientes problemas.

1. ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido nítrico (HNO3), si 500 ml de la solución contienen 150 g de ácido?

2. ¿Cuántos gramos de hidróxido de bario [Ba(OH)2] se necesitan para preparar 1000 ml de una solución al 0.5 M?

3. ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido carbónico (H2CO3) empleado para elaborar refrescos embotellados, si 400 ml de la solución contienen 150 gramos de ácido?

4. ¿Cuántos gramos de nitrito de sodio (NaNO2), se necesitan para preparar 650 ml de una solución 0.2 M? Dicha sustancia es considerada como carcinógena y se utiliza para darle el color rosado a las carnes frías como el jamón y las salchichas.

Normalidad

Una solución normal es la que contiene disueltos en un litro de solución el peso normal o equivalente del soluto.

Donde:

N= normalidad de la solución = g equivalentes / l

g = gramos de soluto

V = volumen de la solución = l

Peq = Peso equivalente = g/g equivalente

Ejemplos:

PM= 58 g

Mg(OH)2 = 58/2 = 28 g/eq.g

PM= 142 g

Peq. Na2SO4 = 142/2 = 71 g/eq.g

PM= 98 g Peq. H3PO4= 98/3 = 32.66 g/eq.g

Ahora que ya aprendiste como encontrar el peso equivalente de una sustancia se te hará más sencillo entender los siguientes ejemplos de cálculo de normalidad.

Ejemplo 1. ¿Qué normalidad tendrá una solución si 600 ml de la misma contienen 60 g de ácido fosfórico (H3PO4)?

Masa atómica.- De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica.

Masa molecular.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula molecular de una sustancia.

Peso molecular.- Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica.

Masa fórmula.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula empírica de una sustancia.

Peso fórmula.- La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica.