Guía de Estudio Química II 22-B PDF

TERCER SEMESTRE Guía de estudio Química II https://huelladigital.cbachilleres.edu.mx Química II 1 CRÉDITOS Autores: Profesora. Adriana Ibarra Domínguez Profesora. V...

TERCER SEMESTRE Guía de estudio Química II https://huelladigital.cbachilleres.edu.mx Química II 1 CRÉDITOS Autores: Profesora. Adriana Ibarra Domínguez Profesora. Verónica Espinoza Lemus Profesora. Andrónica Hernández Sánchez Actualización 22-B: Jeacqueline Aguayo Gómez María de Jesús Castejón Marban Coordinadores: María Aurelia Maldonado Velázquez Revisión pedagógica: Martha María Magdalena Márquez Milán Química II 2  PRESENTACIÓN Con la finalidad de acompañar el trabajo con el plan y programas de estudio vigentes, además de brindar un recurso didáctico que apoye al cuerpo docente y al estudiantado en el desarrollo de los aprendizajes esperados; el Colegio de Bachilleres desarrolló, a través de la Dirección de Planeación Académica y en colaboración con el personal docente de los veinte planteles, las guías de estudio correspondientes a las tres áreas de formación: básica, específica y laboral. Las guías pretenden ser un apoyo para que las y los estudiantes trabajen de manera autónoma con los contenidos esenciales de las asignaturas y con las actividades que les ayudarán al logro de los aprendizajes; el rol del cuerpo docente como mediador y agente activo en el aprendizaje del estudiantado no pierde fuerza, por el contrario, se vuelve fundamental para el logro de las intenciones educativas de este material. Las guías de estudio también son un insumo para que las y los docentes lo aprovechen como material de referencia, de apoyo para el desarrollo de sus sesiones; o bien como un recurso para la evaluación; de manera que, serán ellos, quienes a partir de su experiencia definirán el mejor uso posible y lo adaptarán a las necesidades de sus grupos. El Colegio de Bachilleres reconoce el trabajo realizado por el personal participante en la elaboración y revisión de la presente guía y agradece su compromiso, entrega y dedicación, los cuales se reflejan en el servicio educativo pertinente y de calidad que se brinda a más de 90,000 estudiantes. Química II 3 En el marco del Programa de Apoyo Institucional para enfrentar la contingencia sanitaria, y con la finalidad de que todos nuestros estudiantes tengan herramientas pertinentes para reforzar su preparación académica, se presenta una selección de contenidos esenciales que se han organizado en tres cortes de aprendizaje, desplegando de una forma articulada los grandes temas con la intención de dar una orientación para el aprendizaje individual de los aprendizajes esenciales del programa de estudio. Esta guía, elaborada en conjunto con profesores de la asignatura, contempla material de consulta, cuestionarios y actividades y su propósito es que los estudiantes adquieran los conocimientos esenciales de la materia, mismos que son pieza clave en su desempeño académico y social. La estructura de la guía se compone de tres cortes: En el corte uno se contempla contenidos específicos relacionados con las reacciones químicas, su representación gráfica, la relación con la ley de la Conservación de la materia y los principios de estequiometría, en el corte Con respecto al segundo corte se abordan los grandes temas de Termoquímica y Oxido – Reducción. En termoquímica revisaremos lo que es un sistema y cuántos tipos existen con base a sus características y como los podemos extrapolar a los sistemas químicos y biológicos y por lo tanto en tu vida cotidiana. Otros temas serán revisar los conceptos de temperatura y calor y realizar algunos ejercicios con diferentes escalas como los grados Celsius y Kelvin. Finalmente, en el corte tres encontraras las reacciones exotérmicas y endotérmicas sus características principales, sus diferencias y como las podemos ubicar en las reacciones de nuestra vida diaria. Revisaremos el concepto de entalpia y como se relaciona con los dos tipos de reacciones mencionados. Otros dos últimos grandes temas son las reacciones de combustión y oxido-reducción y comprenderás que etas son importantes en los procesos metabólicos de los seres vivos. Al final de cada tema se presentan actividades que tendrás que realizar para reforzar tu aprendizaje. Química II 4 PRESENTACIÓN 3 INTRODUCCIÓN 4 CORTE DE APRENDIZAJE 1 7 Propósito 9 Conocimientos previos 10 Evaluación diagnóstica 11 ¿Qué ocurre con la materia durante las reacciones químicas? 12 Ley de la conservación de la materia 20 ¿Por qué es importante la medicina en la química? 23 Cantidad de sustancia y su unidad de mol 25 Número de Avogadro Actividades de aprendizaje 34 Autoevaluación 43 Fuentes Consultadas 45 CORTE DE APRENDIZAJE 2 46 Propósito 48 Conocimientos previos 49 Evaluación diagnóstica 50 ¿Cuál es el costo energético de la formación y ruptura de los enlaces 52 químicos? Tipos de sistemas e interacciones sistema-entorno 54 La importante diferencia entre temperatura y calor 56 Reacciones exotérmicas y endotérmicas 58 Cuantificación de la energía liberada en la combustión de los 61 alimentos y los combustibles Relación entre la combustión de los alimentos y la de los combustibles Proceso de oxido-reducción 62 Actividades de aprendizaje 68 Autoevaluación 73 Química II 5  Fuentes Consultadas 75 CORTE DE APRENDIZAJE 3 76 Propósito 78 Conocimientos previos 79 Evaluación diagnóstica 80 ¿Cómo se modela el comportamiento de un ácido y de una base? 82 Modelos ácido-base de Arrhenius y Bronsted-Lowry 84 ¿Qué indica el valor del pH? 92 Característica logarítmica del pH Ionización; diferencia entre los ácidos y bases fuertes y débiles Sustancias indicadoras de pH 94 El valor del pH de los alimentos y su impacto en la salud 99 La importancia del valor del pH en la asimilación de medicamentos y nutrientes en el organismo El efecto del valor del pH en los suelos de uso agrícola Causas y efectos de la lluvia ácida 100 Actividades de aprendizaje 102 Autoevaluación 106 Fuentes Consultadas 108 EVALUACIÓN FINAL 109 Química II 6  LAS REACCIONES Y SUS ECUACIONES Aprendizajes esperados: Leyes de la Interpretarás al cambio químico como un proceso en conservación el que a partir de ciertas sustancias iniciales se ¿Qué ocurre con la producen otras, debido a la ruptura y formación de materia durante las enlaces. reacciones químicas? Resolverás problemas de reacciones conocidas ¿Por qué es importante utilizando su descripción a través de la ecuación la medición en la química correspondiente, destacando lo que éstas química? representan. ¿Cuál es la aplicación Comprobarás el principio de conservación de la de la cuantificación en materia al balancear ecuaciones de algunas química en los procesos reacciones del entorno por el método de tanteo. industriales? Química II 7  ¿Cuál es la eficiencia de Construirás analogías que te permitan comprender y las reacciones explicar la relación entre cantidad de sustancia, mol y químicas? número de Avogadro. Cantidad de sustancia y Aplicarás la mol al cuantificar partículas a partir de la su unidad el mol masa de sustancias. Número de Avogadro Relacionarás la cantidad de sustancia que se consume y se forma en una reacción química con los coeficientes de la ecuación química correspondiente. Resolverás problemas de reacciones químicas, a partir de sus ecuaciones y la masa de las sustancias involucradas. Química II 8 Al finalizar el corte serás capaz de evaluar las concepciones personales o comunes sobre las reacciones químicas involucradas en diversos fenómenos de tu entorno en la aplicación de las leyes que rigen su representación y cuantificación, así como la experimentación para fundamentar tu opinión sobre el impacto económico, social y ambiental de la ciencia y la tecnología en tu vida cotidiana. Química II 9 Con el objetivo de que consigas desarrollar los aprendizajes esperados de este primer corte, es fundamental que cuentes con los siguientes conocimientos como base para los nuevos aprendizajes. Reacción química Cambio químico Elementos de una ecuación química Ley de la conservación de la masa Balanceo de ecuaciones Principios básicos de estequiometría Masa molar Cantidad de sustancia Cálculos de estequiometría Identifica lo que debes saber para que la comprensión de los contenidos sea más fácil, si descubres que has olvidado algo ¡repásalo! Química II 10 Esta evaluación te permitirá identificar conocimientos previos con los que cuentas. Instrucciones: Lee detenidamente cada pregunta y responde. 1. Escribe un ejemplo de una fórmula química 2. Escribe tres ejemplos de reacciones químicas cotidianas 3. ¿Cuál es la diferencia entre reacción y ecuación química? 4. Define la palabra estequiometría 5. ¿Que establece la Ley de la conservación de la materia? 6. ¿Calcula la masa molecular del H2O? Química II 11  ¿Qué ocurre con la materia durante las reacciones químicas? REACCIONES QUIMICAS La química es la ciencia que estudia la composición de la materia, así como los cambios que esta sufre. Dicho lo anterior observa a tu alrededor y descubre todas las manifestaciones de la química a través de los cambios de la materia. Por ejemplo, en la respiración inhalamos oxígeno O2 y exhalamos bióxido de carbono CO2; la combustión de la gasolina proporciona energía que mueve a los vehículos; cuando te tiñes el cabello tienen lugar reacciones químicas; en nuestro cuerpo, las reacciones químicas convierten el alimento en energía para formar músculos o para movernos; en las plantas ocurren reacciones químicas que les permiten transformar el CO2 en oxígeno O2 y carbohidratos. Algunas reacciones químicas son simples, mientras que otras son muy complejas. En toda reacción química los átomos en las sustancias en reacción, llamadas reactivos, se reordenan para generar nuevas sustancias llamadas productos. Sin embargo, los átomos en los reactivos son los mismos que en los productos, lo que significa que la materia se conserva y no se pierde durante un cambio químico. En este capítulo veremos cómo se escriben las ecuaciones y cómo determinar la cantidad de reactivo o producto implicado en una reacción química. En casa hacemos algo muy parecido cuando usamos una receta para hacer galletas. Un mecánico automotriz hace esencialmente lo mismo cuando ajusta el sistema de combustión de un motor para permitir las cantidades correctas de combustible y oxígeno. En el cuerpo, cierta cantidad de O2 debe llegar a los tejidos para reacciones metabólicas eficientes. Cuando conocemos la ecuación química de una reacción, podemos determinar la cantidad de reactivo necesario o cantidad de producto que se producirá. En un cambio físico se altera la apariencia de una sustancia, pero no su composición. Cuando el agua líquida se convierte en gas o se congela en un sólido, todavía es agua. Si rompemos una roca o un trozo de papel, sólo cambia el tamaño del material. Las piezas más pequeñas todavía son roca o papel porque no hubo cambio en la composición de las sustancias. En un cambio químico las sustancias que reaccionan cambian a nuevas sustancias que tienen diferentes composiciones y diferentes propiedades. Las nuevas propiedades pueden implicar un cambio en el color, la temperatura o la formación de burbujas o hacer un sólido. Química II 12 Por ejemplo, cuando la plata pierde su lustre, el metal plata brillante (Ag) reacciona con azufre (S) para convertirse en la sustancia oscura opaca que llamamos sulfuro de plata (Ag2S) FIGURA. 1. Ejemplo de cambio físico y cambio químico (tomado de Timberlake, 2008) Los cambios químicos, que afectan a la naturaleza de las sustancias, reciben el nombre de reacciones químicas. Una reacción química se define como el proceso en el que, debido a una redistribución de los átomos, una o varias sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otras, llamadas productos de la reacción. Por ejemplo, cuando enciendes un quemador de gas, las moléculas de gas metano (CH4) reaccionan con oxígeno (O2) en el aire para producir CO2, H2O y calor. En otra reacción química, un trozo de hierro (Fe) se combina con oxígeno (O2) en el aire para producir una nueva sustancia, óxido (Fe2O3), que tiene un color anaranjado rojizo. Cuando una tableta antiácida (alka seltzer) se pone en agua, aparecen burbujas, el bicarbonato de sodio (NaHCO3) y el ácido cítrico (C6H8O7) de la tableta reaccionan para formar dióxido de carbono (CO2) gaseoso (Fig. 1). En cada una de estas reacciones químicas son visibles nuevas propiedades, las cuales son pistas que te dicen que tuvo lugar una reacción química. Química II 13  FIGURA. 2. Ejemplos de reacciones químicas: Oxidación de un clavo y Reacción del Alka Seltzer Tabla 1. Tipos de evidencia visible de una reacción química Cambio en el color Formación de un sólido (precipitado) Formación de un gas (burbujas) Calor producido o calor absorbido Dos átomos se separan cuando se aplica sobre ellos una fuerza mayor a la que los mantiene unido. Un átomo se une o enlaza con otro si al hacerlo se libera energía y por lo tanto los dos átomos unidos son más estables que cada uno por separado. En consecuencia, durante las reacciones químicas los átomos o moléculas participantes pierden (liberan) o ganan (absorben) energía Ejemplo: Considera lo que sucede cuando el hidrógeno gaseoso (H2) se quema en presencia de aire (que contiene oxígeno O2) para formar agua (H2O). Esta reacción se representa mediante la ecuación química: FIGURA 3. Combustión del hidrógeno para formar una molécula de agua. Química II 14 Una reacción química se representa mediante una ecuación química, donde aparecen los siguientes elementos: Los reactivos se escriben a la izquierda de la ecuación química y se definen como dos o más sustancias químicas necesarias para un cambio químico. Al combinarse, dan origen al producto del cambio químico. Los productos se escriben a la derecha de la ecuación química y son aquellos que resultan de la combinación de otras sustancias, con características completamente diferentes de las originales. En el siguiente ejemplo vemos cómo se combinan una molécula de cloro (Cl2) con una molécula de hidrógeno (H2) para formar una molécula de cloruro de hidrógeno FIGURA 4. Representación gráfica de la formación de HCl, donde se muestran los reactivos y los productos En una ecuación, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda de la flecha y las fórmulas de los productos a la derecha. Cuando hay dos o más fórmulas en el mismo lado, se separan mediante signos más (+). El signo delta (Δ) indica que se usó calor para iniciar la reacción. Cuando tiene lugar una reacción, los enlaces entre los átomos de los reactivos se rompen y se forman nuevos enlaces para dar los productos. En cualquier reacción química, en las nuevas sustancias debe haber el mismo número de átomos de cada elemento que las sustancias originales. Los átomos no se pueden ganar, perder o cambiar en otros tipos de átomos durante una reacción. Por tanto, una reacción se debe escribir como una ecuación balanceada, que muestre el mismo número de átomos por cada elemento en ambos lados de la flecha. Los coeficientes estequiométricos indican la cantidad de moles de cada elemento o compuesto y los subíndices indican la cantidad de átomos de cada elemento. Química II 15  Fórmula Química Significado Composición H2O Una molécula de agua Dos átomos de H y un átomo de O 2H2O Dos moléculas de Cuatro átomos de H agua y dos átomos de O 3CO2 Tres moléculas de Tres átomos de C y bióxido de carbono seis átomos de O FIGURA 5. Se muestra la posición de los coeficientes estequiométricos y la cuantificación de los átomos El coeficiente escrito antes de la fórmula multiplica a los átomo de los elementos presentes: 3CO2 3 x 1(sólo hay 1 átomo de C)= 3 átomos de C 3 x 2 (hay dos átomos de O)= 6 átomos de O Información que nos proporciona una ecuación química 1. Nos indica el estado físico de los reactivos y productos: liquido (l), sólido (s), gaseoso (g) y acuoso (ac) o (aq). 2. Nos informa si se usaron o no catalizadores (sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidas) van escritos encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos. Esta ecuación química se lee: 6 mol de bióxido de carbono reaccionan con 6 mol de agua en presencia de luz solar formar 1 mol de glucosa más 6 mol de oxígeno 3. Nos informa además si hay desprendimiento o absorción de energía. 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entra debe ser igual al número de los que salen. Química II 16  Esta ecuación química se lee: 2 mol de hidrógeno gas reaccionan con 1 mol de oxígeno gaseoso para formar 2 mol de agua líquida. 5. Si hay un delta sobre la flecha, nos indica que se suministra calor a la reacción; Esta ecuación química se lee: Al calentar 2 mol de clorato se producen 2 mol de cloruro de potasio más 3 mol de oxígeno. A partir de la reacción química se puede escribir la ecuación, para ello debemos conocer la fórmula química de cada uno de los compuestos y el estado de agregación. Al final debemos asegurarnos de que la ecuación química esté balanceada. Ejemplos: Óxido de nitrógeno gaseoso reacciona con mónoxido de carbono gaseoso para producir gas nitrógeno y gas dióxido de carbono. 2NO (g) + 2CO(g) N2(g) + 2CO2(g) En el módulo lunar Apolo, hidracina gaseosa N2H4, reacciona con tetróxido de dinitrógeno gaseoso para producir nitrógeno gaseoso y vapor de agua. 2N2H4(g) + N2O4(g) 3N2(g) + 4H2O(g) Química II 17 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Una gran cantidad de reacciones ocurren en la naturaleza, en sistemas biológicos y en el laboratorio. Sin embargo, hay algunos patrones generales entre todas ellas que nos ayudan a clasificarlas. Algunas pueden encajar en más de un tipo de reacción. TIPO DE DEFINICIÓN FORMA GENERAL Y EJEMPLO REACCIÓN ADICION O Son aquellas en las que SINTESIS dos o más sustancias se unen para formar una nueva DESCOMPOSICIÓN Cuando una sola sustancia reacciona para dar lugar a la formación de dos o más sustancias nuevas por acción de algún tipo de energía externa SIMPLE Cuando una sustancia SUSTITUCIÓN sustituye alguno de los componentes de otra sustancia reaccionante, de tal manera que el componente sustituido queda libre. DOBLE Si dos sustancias SUSTITUCIÓN reaccionantes intercambian entre ellas sus iones (anión y catión), se dice que se ha efectuado una reacción de doble desplazamiento Química II 18  http://objetos.unam.mx/quimica/reaccionQuimica/index.html https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/reaccionquimica http://objetos.unam.mx/quimica/balanceoEcuaciones/index.html https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/ecuacionquimica Química II 19  Ley de la conservación de la materia De acuerdo con la ley de la Conservación de la materia, una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada. Balancear por el método de tanteo consiste en colocar coeficientes estequiométricos a la izquierda del compuesto o elemento del que se trate. De manera que, tanteando, logremos una equivalencia o igualdad entre los reactivos y los productos. EJEMPLO Y PASOS PARA BALANCEAR POR TANTEO El propano (C3H8) se quema en presencia de oxígeno para producir agua y dióxido de carbono. 1. Determinar los reactivos y los productos de la reacción. 2. Anota el número de átomos por cada elemento que tengas a ambos lados de la ecuación. Recuerda que los subíndices junto a cada elemento corresponden al número de átomos en la ecuación. En el ejemplo tenemos: Reactivos Productos C: 3 átomos C: 1 átomo H: 8 átomos H: 2 átomos O: 2 átomos O: 3 átomos 3. Identifica los elementos que se deben balancear (en este caso ninguno de los elementos está balanceado) Se empieza por igualar la ecuación probando diferentes coeficientes de manera que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. Para este ejemplo se debe agregar un coeficiente al átomo de carbono, del lado de los productos, para balancearlo con los 3 átomos de carbono que están en el lado de los reactivos. Química II 20  Reactivos Productos C: 3 C: 3 H: 8 H: 2 O: 2 O: 7 No se pueden modificar los subíndices de las fórmulas. Recuerda que al colocar un El coeficiente multiplica a todos los átomos del compuesto. coeficiente en la fórmula éste multiplica a los átomos de los elementos que forman ese compuesto A continuación, balancea los átomos de Hidrógeno como siguiente paso. Tienes 8 átomos de Hidrógeno al lado izquierdo, así que necesitas 8 átomos en el lado derecho. Agrega un 4 como coeficiente al agua. Reactivos Productos C: 3 C: 3 H: 8 H: 8 O: 2 O: 10 Ahora balancea los átomos de oxígeno. Para ello vamos a agregar un coeficiente 5 a la molécula de oxígeno al lado izquierdo. Reactivos Productos C: 3 C: 3 Este 4 multiplica al H: 8 H: 8 hidrógeno y al oxígeno O: 10 O: 10 4. Se verifica la ecuación igualada para asegurarse de que hay el mismo número total de átomos de cada tipo en ambos lados de la flecha de la ecuación. Química II 21  https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/leydepropiedadesdefinidas https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/leyconservacionmateria Química II 22  ¿Por qué es importante la medición en la química? IMPORTANCIA DE LA MEDICION EN QUIMICA Cuando Lavoisier estableció lo que hoy se conoce como ley de la conservación de la materia sentó las bases para la estequiometría que se define como el procedimiento por el cual se determinan las cantidades de reactivos que son necesarios para conseguir la cantidad deseada de productos. Son muchas las ramas de la ciencia que requieren el conocimiento de la estequiometría, ya que en casi todas se maneja materia prima medible, que son productos químicos. Estos se hacen reaccionar para generar productos, también medibles, en el transcurso de la reacción química. Algunas de esta son: la farmacología, industria de alimentos, elaboración de perfumes, elaboración de cosméticos, industria de plásticos, combustibles, metalurgia, entre otras. Dentro de la investigación y el desarrollo de productos nuevos, la estequiometria juega un rol importante, ya que nos indica fielmente el costo y la ganancia a la que nos llevaría la comercialización de dicho producto, lo cual es un principio básico en cualquier industria. Estequiometria es la rama de la Química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en una determinada reacción. Esta cuantificación tiene como base el enunciado de la ley de la conservación de la masa, establecida por Lavoisier y que establece lo siguiente: “La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos”. UNIDADES QUIMICAS Masa atómica: cada átomo de los distintos elementos está definido por las partículas que contiene, la suma de la cantidad de protones y neutrones contenidos en el núcleo de un átomo, corresponde a la masa atómica. Masa molecular: cuando se unen 2 o más elementos para formar un compuesto, la partícula más simple es la molécula (por ejemplo: H2O), por lo que su masa debe estar representada por la cantidad de todos los átomos que contiene, considerando este valor como masa o peso molecular (masa fórmula). Así, por ejemplo, si tenemos una molécula de agua, ésta tendrá un peso molecular de 18 g/mol. Química II 23 Ejemplos: Tabla. Se muestra un ejemplo de cómo calcular el peso molecular de un compuesto químico. ¿Cómo determinar la masa atómica y masa molecular de un compuesto? El valor de masa atómica está indicado en la tabla periódica para cada elemento Ejemplo: dado el siguiente compuesto: NH4NO3 determina la masa atómica de cada elemento y la masa molecular del compuesto. 1. Masa atómica: Identificar los elementos que están presentes en el compuesto y buscar el valor de masa atómica en la tabla periódica. Elemento Masa atómica N 14 g/mol H 1 g/mol O 16 g/mol 2. Determinar el número de átomos presentes de cada elemento y multiplicar por el valor de su masa atómica. Elemento Número de átomos Masa atómica Multiplicar N 2 14 g/mol 28 g/mol H 4 1 g/mol 4 g/mol O 3 16 g/mol 48 g/mol Química II 24  3. Sumar el resultado de las multiplicaciones de cada elemento, el resultado es la masa molar del compuesto. Elemento N 28 g/mol H 4 g/mol O 48 g/mol Masa molar del 80 g/mol NH4NO3 Cantidad de sustancia y su unidad el mol. Número de Avogadro CANTIDAD DE SUSTANCIA En nuestra vida cotidiana utilizamos conceptos que nos denotan una cantidad determinada, por ejemplo, en la tienda al comprar una docena de huevos sabemos que equivale a 12 huevos; en una oficina los lápices están ordenados por gruesa y el papel por paquetes. En un restaurante, los refrescos están ordenados por presentación. En cada uno de estos ejemplos, los términos, docena, gruesas, paquete y presentación cuentan el número de elementos. En química, las partículas como átomos, moléculas e iones se cuentan por el mol, que es una unidad que contiene 6.022 1023 elementos. Este número tan grande, llamado número de Avogadro, en honor de Amedeo Avogadro, un físico italiano, se parece a esto cuando se escribe con cuatro cifras significativas: Número de Avogadro: 602 200 000 000 000 000 000 000 = 6.022 x 1023 Un mol de un elemento siempre tiene un número de Avogadro de átomos. Por ejemplo: 1 mol de carbono contiene 6.022x1023 átomos de carbono; 1 mol de aluminio contiene 6.022x1023 átomos de aluminio; 1 mol de hierro contiene 6.022x1023 átomos de hierro. Así, 1 mol de cualquier elemento contiene 6.022x1023 átomos de dicho elemento. Un mol de un compuesto contiene un número de Avogadro de moléculas o unidades fórmula. Por ejemplo: 1 mol de CO2 contiene 6.022x1023 moléculas de CO2. Un mol de NaCl, un compuesto iónico, contiene 6.022x1023 unidades fórmula de NaCl. El número de Avogadro se usa como un factor de conversión para convertir entre las moles de una sustancia y el número de partículas que contiene. Química II 25 Por ejemplo: usamos el número de Avogadro para convertir 4 moles de hierro a átomos de hierro: Ejemplo 2: utilizando el número de Avogadro determina a cuántas moles de CO2 equivale 3.01x1024 moléculas de CO2. MOL Un solo átomo o molécula es muy pequeño para pesarse, incluso en la balanza más sensible. De hecho, se requiere una enorme cantidad de átomos o moléculas para hacer una cantidad suficiente de una sustancia para que la veas. Una cantidad de agua que contiene el número de Avogadro de moléculas de agua sólo es un sorbo. Sin embargo, en el laboratorio usamos una balanza para pesar el número de Avogadro de partículas o 1 mol de sustancia. Para cualquier elemento, la cantidad llamada masa molar es la cantidad en gramos igual a la masa atómica de dicho elemento. Contamos 6.022X1023 átomos de un elemento cuando pesamos el número de gramos igual a su masa molar. Por ejemplo, si necesitamos 1 mol de átomos de carbono (C), primero podríamos encontrar la masa atómica de 12.01 para el carbono en la tabla periódica. Entonces, para obtener 1 mol de átomos de carbono, pesaríamos 12.01 g de carbono. Por tanto, usamos la tabla periódica para determinar la masa molar de cualquier elemento, porque la masa molar es numéricamente igual a la masa atómica en gramos. Un mol de azufre tiene una masa molar de 32.07 gramos y 1 mol de átomos de plata tiene una masa molar de 107.9 gramos (Timberlake). Esta unidad es la uma (unidad de masa atómica), que se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono Química II 26  FIGURA 6. Muestras de 1 mol de: Azufre, S (32.07g); Hierro, Fe (55.85g); Sal, NaCl (58.44g), dicromato de potasio, K2Cr2O7 (294.20g) y sacarosa C12H22O11 (342.3g). (Tomado de Timberlake, 2008) Para medir las sustancias, se estableció convencionalmente una cantidad de partículas representativas de cada elemento o compuesto, denominada mol. La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molar y se mide en g/mol. También se puede definir la mol como la cantidad de materia que tiene tantos átomos que pesen exactamente 12 g de Carbono 12. Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es: 6.022 x 10 23 partículas de sustancia Número de Avogadro Por lo tanto: Química II 27 Es decir, un mol de cualquier sustancia contiene exactamente 6.022 x 1023 partículas. Así como: 1 docena 12 unidades 1 centena 100 unidades 1 millar 1000 unidades 1 mol 6.022 x 10 23 unidades Por lo que: Tabla. Masa molar y número de partículas en 1 mol de sustancia (tomado de Timberlake, 2008) CÁLCULOS CON EL USO DE MASA MOLAR La masa molar de un elemento o compuesto es uno de los factores de conversión más útiles en química. La masa molar se usa para cambiar de moles de una sustancia a gramos, o de gramos a moles. Para hacer estos cálculos usamos la masa molar como un factor de conversión. Cálculo de moles a partir de la masa Para determinar el número de moles (n) de una cantidad diferente de sustancia se puede considerar: Ejemplo: a) Calcula el número de moles (n) que hay en 500 g de agua. Datos: Operación Resultado m = 500 g de agua n = 500 g n = 27.77 mol de H2O Química II 28  Peso o masa molar del agua = 18 18 g/mol g/mol b) Determina la cantidad de moléculas. Datos: Operación Resultado 500 g de H2O = 27.77 mol 27.77 mol (6.022 x 1023 moléculas) 16.73x1024 moléculas de 1mol agua Para calcular masa a partir del número de moles: m = n. mm donde: m = masa en gramos n = número de moles mm = masa molar del LEYES PONDERALES compuesto (g/mol) Son las leyes usadas en la estequiometría que nos ayudan a entenderla mejor y poder realizar los cálculos necesarios para cualquier tipo de problema, algunas son: Ley de Proust (ley de las proporciones definidas) y la Ley de Lavoisier (ley de la conservación de la masa). LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS Establece que: para formar un compuesto, dos o más elementos químicos se unen siempre en la misma proporción de peso o porcentaje. la relación en que se combinan las sustancias durante una reacción química, para formar un producto, siempre mantendrá una relación proporcional y constante. Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y el oxígeno siempre se combinan en una relación 2:1 (dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno). LEY DE LAVOISIER O DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Enuncia que, en una reacción química, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos (la masa no se crea ni se destruye sólo se transforma). Química II 29 Ejemplo: comprueba que se cumple la Ley de Lavoisier en el siguiente proceso: La esfalerita es un mineral de sulfuro de zinc (ZnS) y una fuente importante del metal zinc. El primer paso en el procesamiento de la mena consiste en calentar el sulfuro de zinc con oxígeno para obtener óxido de zinc ZnO y dióxido de azufre, SO2. Determina las cantidades estequiométricas de cada sustancia en gramos para comprobar la ley de la conservación de la masa, de acuerdo con la siguiente ecuación de la reacción. Recuerda que la ecuación debe estar debidamente balanceada. Paso 1. Convertir los mol de cada elemento o compuesto a gramos, con la fórmula m= n (mm). Así: Compuesto Masa molar Masa en gramos 2 ZnS 2 mol (97g/mol) 194 g 3 O2 3 mol (32g/mol) 96 g 2 ZnO 2 mol (81 g/mol) 162 g 2 SO2 2 mol (64 g/mol) 128 g Paso 2. Sumar las masas en reactivos y en productos. El resultado debe ser el mismo: 194g + 96 g 162 g + 128 g 290 g 290 g Al combinar las leyes de Lavoisier y Proust, se puede determinar en una reacción debidamente balanceada, lo que se conoce como relaciones estequiométricas, es decir, se pueden establecer y modificar las cantidades en que se encuentran las sustancias durante una reacción química. Química II 30 METODO DE LA RELACION MOLAR Existen varios caminos o métodos para resolver problemas estequiométricos, uno de ellos es el método molar o de la relación molar. La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción: sólo hay seis relaciones molares: 2 mol H2 1 mol O2 2 mol H2 2 mol H2O 1 mol O2 2 mol H2 1 mol O2 2 mol H2O 2 mol H2O 2 mol H2 2 mol H2O 1 mol O2 La relación molar no es más que un factor de conversión cuyo objetivo es convertir, en una reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles de otra sustancia. Ejemplo, si deseamos calcular la cantidad de moles de H2O que se pueden obtener a partir de 4 mol de O2, usaremos la relación molar: 1 mol O2 -------- 2 mol H2O 4 mol O2 --------------- ¿? Respuesta: 8 mol H2O CÁLCULOS MOL-MASA En ocasiones el problema consiste en calcular la masa de una sustancia que reacciona con, o que se produce a partir de un número dado de moles de otra sustancia en una reacción química. Ejemplo: ¿Qué masa de hidrógeno puede producirse haciendo reaccionar 6 moles de aluminio Al con ácido clorhídrico HCl? Química II 31  2Al(s) + 6HCl (aq) 2AlCl3(aq) + 3H2(g) La sustancia de partida es 6 mol de aluminio y la sustancia de llegada es la masa de H2 Se calcula primero los moles de hidrógeno y luego se convierten a gramos. 2 mol O2 -------- 3 mol H2 m = n mm 6 mol O2 --------------- ¿? m = 9 mol (2g/mol) Respuesta: 9 mol H2 m= 18 g de H2 CALCULOS MASA- MASA Para este tipo de ejercicios se sigue utilizando la relación molar. La masa de las sustancias de partida se convierte a moles, luego se usa la relación molar (que se obtiene de la ecuación balanceada) para calcular los moles de la sustancia deseada y finalmente se convierte a gramos. Ejemplo: ¿Qué masa de dióxido de carbono CO2 se produce por la combustión completa de 200 g de pentano C5H12? Convertir los 200 g de pentano C5H12 a moles: n = m/mm n = 200 g/72 n = 2.77 mol de C5H12 Se establece la relación estequiométrica: 1 mol C5H12 -------- 5 mol CO2 2.77 mol O2 --------------- ¿? Respuesta: 13.85 mol CO2 Química II 32  Convertir mol a gramos m = n(mm) m = 13.85 mol (44 g/mol) Respuesta: 609.4 g de CO2 https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/leydepropiedadesdefinidas https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/leyconservacionmateria Química II 33 A continuación, encontrarás una serie de actividades que te permitirán alcanzar los aprendizajes esperados para este corte. Instrucciones. Realiza las actividades que a continuación se presentan. 1. ¿Qué diferencia existe entre un cambio físico y un cambio químico? 2. ¿Cómo se define a una reacción química? 3. ¿Qué elementos aparecen en una ecuación química? 4. En la siguiente ecuación escribe en cada línea ¿Cuáles son los productos y cuáles son los reactivos: NaOH + HCl NaCl + H2O _____________________ _____________________ Química II 34 5. ¿Qué indican los coeficientes y los subíndices en una reacción? 6. Escribe la ecuación química para cada una de las siguientes reacciones incluyendo los estados de agregación. a) El dinitrógeno gas reacciona con el dihidrógeno gas para dar amoníaco gas. b) El aluminio sólido reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de aluminio en disolución y dihidrógeno gas. c) Reacción en fase gas entre el amoníaco y el dioxígeno para dar monóxido de nitrógeno y agua. d) La plata sólida reacciona con HNO3 disuelto para dar monóxido de nitrógeno gas, agua líquida y AgNO3 disuelto. Química II 35 7. Anota el tipo de reacción que ocurre en cada uno de los siguientes ejemplos: a) Cu(s) + 2 AgNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + 2 Ag(s) ____________________ b) Fe + O2 → FeO ____________________ c) Na2CO3 (aq) + CaCl2 (aq) → CaCO3 (s) + 2 NaCl (aq) ____________________ d) HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) ____________________ e) PCl5 → PCl3 + Cl2 ____________________ f) Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) ____________________ g) Br + H2 → HBr ____________________ h) SO3 (s) + H2O (l) → H2SO4 (s) ____________________ i) Cu + AgNO 3 → Cu(NO3)2 + Ag ____________________ j) 2 AlCl3 → 2 Al + 3 Cl2 ____________________ 8. Balancea las siguientes ecuaciones por el método de tanteo. a) Mn2O7 → MnO2 + O2 b) Sb + HCl → SbCl3 + H2 c) PbS + O2 → PbO + SO2 d) CaCO3 → CaO + CO2 e) Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2O f) CuS + O2 → Cu2O + SO2 g) H2S + O2 → SO2 + H2O h) V + H2TeO4 → V2 (TeO4)5 + H2 i) N2O5 + H2O → HNO3 j) Fe (OH)3 + H2SO4 → Fe (HSO4)3 + H2O Química II 36 9. Determina la masa molar de los siguientes compuestos. No. Compuesto Masa molar 1 NaCl 2 C6H12O6 3 HCl 4 HNO₃ 5 H₂SO₄ 6 NaOH 7 CH3COOH 8 BeO 9 CaO 10 H2S 10. Resuelve las siguientes actividades A. ¿Cuántos átomos de Oxigeno O hay en 0.370 moles de O? B. ¿Cuántas moléculas de óxido de calcio (CaO), hay en 3.5 moles de óxido de calcio? C. ¿Cuántos moles de ácido sulfúrico, H2SO4 contienen 3.7 x1023 moléculas de ácido sulfúrico? Química II 37 D. ¿Cuántas moléculas de hidróxido de aluminio, Al (OH)3, hay en 4.8? moles de hidróxido de aluminio? E. ¿Cuántos moles de ácido sulfhídrico H2S contienen 1?5x1023 moléculas de ácido sulfhídrico? 11. Calcula la masa en gramos de cada uno de los siguientes compuestos: a) 1.7 moles de Mg (magnesio) b) 2.5 moles de C5H12 (pentano) c) 1.3 moles de H2S (Ácido Sulfhídrico) d) 4.5 moles de NaOH e) 2.1 moles de KOH Química II 38 12. Calcula el número de moles en cada uno de los siguientes ejemplos. a) 26 g de Au (Oro) b) 3 g de H2O c) 1.6 g de MgCl2 d) 5 g de H2CO3 e) 35 g de Mg 13. Calcula el número de mol de (NH4)2SO4 (sulfato de amonio) se obtienen sí reaccionan 25 mol de NH4OH (hidróxido de amonio) a partir de la siguiente reacción. 2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O Química II 39  14. ¿Cuántos moles de O2 se requieren para reaccionar con 4.3 moles de propano? C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O 15. El bicarbonato de sodio (NaHCO3) se descompone al calentarlo, liberando carbonato de sodio Na2CO3, H2O y CO2. Calcula el número de moles de Na2CO3, producidos por la descomposición de 3 mol de NaHCO3. 2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 16. El Cl2 reacciona con H2 para producir Cloruro de Hidrogeno (HCl) ¿Calcula el número de moles de Cl2 gastado para producir 8?5 mol de HCl? Cl2 + H2 2HCl 17. ¿Cuántos moles de cloruro de sodio, se necesitan para producir 355 g de cloro? Según la ecuación química: 2NaCl 2Na + Cl2 18. ¿Cuántos gramos de Oxígeno se obtienen por descomposición de 0.55 n H2O2? 2 H2O2 2 H2O + O2 Química II 40 19. ¿Cuántos moles de HNO3 son necesarios para preparar 0.75 g de Cu (NO3)2? 3Cu + 8 HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 20. Calcula los moles de Cr si hay 28.5 g de óxido de cromo Cr2 O3 + 2Al 2Cr + Al2 O3 21. ¿Calcula la cantidad de sal resultante al hacer reaccionar 30 gramos de sodio de acuerdo con la siguiente reacción balanceada? 2Na + Cl2 2NaCl 22. Sí se cuenta con 980 g de FeCl3 para realizar la siguiente reacción química: FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl ¿Cuántos gramos de Fe (OH)3 se producirán? 23. ¿Calcula la masa de hidrogeno si hay 5?43 gr de aluminio? 2Al + 6 NaOH 3H2 + 2Na3 AlO3 Química II 41 24. ¿Calcula la masa de Fe2O3 si hay 865 g de FeS? 4 FeS + 7O2 2Fe2O3 + 4SO2 Química II 42 La siguiente evaluación te brindará un panorama sobre tu desempeño a lo largo del corte, así como lo que requieres fortalecer, en cuanto a lo actitudinal, así como a lo aptitudinal. Instrucciones: Marca con una X la respuesta que corresponda. Totalmente Parcialmente Totalmente en Evaluación actitudinal de acuerdo de acuerdo desacuerdo Organizo mi tiempo de estudio. Tengo un espacio exclusivo para estudiar. Relaciono mi aprendizaje con mi contexto. Utilizo diferentes fuentes de consulta, material físico y virtual. Gestiono mi aprendizaje usando organizadores gráficos y elaborando resúmenes. En el momento de la resolución de las actividades me comprometí con mi aprendizaje. Busco el significado de las palabras que desconozco en diferentes fuentes de consulta como libros o diccionarios Al ir resolviendo, procuro tomar apuntes para organizar mi aprendizaje. Química II 43 Instrucciones: Con base en los conceptos revisados contesta las siguientes preguntas ¿Consideras que el estudio de la Química tiene algún impacto en la economía de una sociedad? Fundamenta tu respuesta. ¿Qué importancia tiene el estudio de la Química en la industria farmacéutica? Química II 44 Bibliografía Chang, R. (2008). Química general para Bachillerato. México: Mc Graw Hill. Timberlake, K.C, W. Timberlake. (2008). Química. México: Pearson Educación. Sitios web http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/estequimetria_115.pdf http://www.qfa.uam.es/qq/tema1.pdf https://www.colegiosantodomingo.cl/wp-content/uploads/2018/09/Ejercicios-de- Estequiometria-I-Medio.pdf https://educacion.gob.ec/wp- content/uploads/downloads/2013/09/Quimica_Recurso_Didactico_B5_090913.pdf http://objetos.unam.mx/quimica/reaccionQuimica/index.html https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad1/reaccionesQui micas/reaccionquimica http://objetos.unam.mx/quimica/balanceoEcuaciones/index.html https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad1/reaccionesQui micas/ecuacionquimica http://objetos.unam.mx/quimica/nomenclaturaQuimica/index.html https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad1/reaccionesQui micas/formulacompuestos https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad1/reaccionesQui micas/leydepropiedadesdefinidas https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad1/reaccionesQui micas/leyconservacionmateria Química II 45  TERMOQUÍMICA Y OXIDO-REDUCCIÓN Aprendizajes esperados: ¿Cuál es el costo energético de la Caracterizarás a los sistemas formación y ruptura de los enlaces con base en las interacciones químicos? de éstos con el entorno. ¿Qué es la energía de activación? Diferenciarás los conceptos Tipos de sistemas e interacciones sistema- de temperatura y calor, a entorno. partir de ejemplos cotidianos La importante diferencia entre temperatura del entorno. y calor. Identificarás reacciones Reacciones endotérmicas y exotérmicas. endotérmicas y exotérmicas Energía de activación y energía de que ocurren en tu entorno, reacción. así como su utilidad. Cuantificación de la energía liberada en la Clasificarás las reacciones combustión de los alimentos y los en endotérmicas y combustibles. Química II 46  Relación entre la combustión de los exotérmicas, a partir del valor alimentos y la de los combustibles. de sus entalpías. Combustión del papel en las bibliotecas Interpretarás a la combustión vs. los explosivos. como una reacción química Procesos de óxido reducción. en la que una sustancia se combina con oxígeno, liberando energía. Determinarás el número de oxidación a partir de fórmulas de compuestos aplicando las reglas correspondientes. Aplicarás los conceptos de oxidación y reducción, identificando las especies que se oxidan y se reducen, así como a los agentes oxidante y reductor en las reacciones químicas. Química II 47 Al finalizar este corte serás capaz de valorar las implicaciones tecnológicas, sociales, ambientales y económicas de la industria, al aplicar conocimientos de termoquímica y óxido reducción en el estudio de reacciones químicas, para analizar el consumo de energía y el fenómeno óxido-reducción en los procesos industriales, así como evaluar los beneficios y riesgos que trae consigo la aplicación de la ciencia y la tecnología en la modificación del medio natural en tu vida cotidiana. Química II 48 Estos son los conocimientos que requieres para adquirir de manera óptima los aprendizajes esperados de este corte: 1. La Teoría de Dalton 2. El concepto de conservación de la masa y los cambios de la materia 3. Las reglas de formación de compuestos 4. Los símbolos de los elementos 5. Los elementos en la tabla periódica (cómo están clasificados con base en su valencia, electronegatividad, metales, no metales, halógenos y gases nobles, número y masa atómicos) 6. Las reglas de nomenclatura de la UIQPA para formar compuestos 7. La diferencia entre ecuación y reacción química 8. El proceso de balanceo de ecuaciones Identifica lo que debes saber para que la comprensión de los contenidos sea más fácil, si descubres que has olvidado algo ¡repásalo! Química II 49 Esta evaluación te permitirá identificar conocimientos previos con los que cuentas. Instrucciones. Lee con atención y selecciona la opción que corresponda. 1. ¿Qué es la energía de activación? a) Es la energía que requiere una reacción química durante el proceso. b) Es la energía que desprende una reacción química al llevarse a cabo. c) Es la energía mínima necesaria para iniciar una reacción química. 2. Un sistema termodinámico se define como: a) La parte del universo objeto de estudio. b) La reacción química y la energía térmica que involucra. c) El proceso químico que requiere de energía para llevarse a cabo. 3. La temperatura es: a) La energía que requiere un cuerpo para calentarse. b) La energía que requiere una reacción química para llevarse a cabo. c) La medida de la energía cinética promedio por molécula en un cuerpo. 4. El calor se define como: a) La capacidad de un cuerpo de aumentar su temperatura. b) La temperatura de un cuerpo a ciertos grados centígrados. c) Es la energía que se transfiere entre dos cuerpos que tienen diferente temperatura. 5. Un ejemplo de reacción endotérmica es: a) La fotosíntesis b) La respiración c) La combustión 6. Una oxidación implica: a) Pérdida de electrones. b) Ganancia de electrones. c) Trasferencia de electrones. Química II 50 7. Un ejemplo de reducción es: a) Zn 2+ Zn o b) Cu 1+ Cu 2+ c) Al o Al 3+ 8. Es un ejemplo de sistema termodinámico aislado. a) Una célula b) Una pila c) Un termo 9. Un sistema termodinámico cerrado es aquel que: a) Intercambia materia y energía con el medio. b) No intercambia materia ni energía con el medio. c) Intercambia materia, pero no energía con el medio. 10. El agente oxidante en la ecuación: Fe2O3 + 3CO → 2 Fe + 3 CO2 es: a) El Fe b) El C c) El O Química II 51  ¿Cuál es el costo energético de la formación y ruptura de los enlaces químicos? ¿qué es la energía de activación? En este corte estudiarás una rama de la química que es la Termoquímica que se encarga de estudiar los cambios de calor en una reacción y que considera datos experimentales en comparación con los datos teóricos. COSTO ENERGÉTICO DE LA FORMACIÓN Y RUPTURA DE LOS ENLACES QUÍMICOS Y ENERGÍA DE ACTIVACIÓN La termodinámica surge de las palabras griegas que significan movimiento de calor. Es una ciencia que se ocupa de los cambios de energía que se producen en los procesos físicos y químicos. Se utiliza para predecir sin experimentación, si una reacción será espontánea, así como la cantidad de energía implicada en esa reacción. Las dos piedras angulares de la termodinámica son la conservación de la energía y el hecho de que el calor fluye de manera espontánea de caliente a frio y no del modo contrario. Hace unos doscientos años se pensaba que el calor era un fluido invisible llamado calórico que fluye como el agua de un lugar a otro sin crearse ni destruirse. Esta idea fue la precursora de la ley de la conservación de la energía. Posteriormente se demostró que el calor no es más que flujo de energía en tránsito que se transfiere de un lugar a otro. A partir de aquí surge la Primera Ley de la Termodinámica que establece que cuando el calor fluye hacia o desde un sistema, el sistema gana o pierde energía igual a la cantidad de calor que es transferido. La primera ley es un principio general del funcionamiento interno de un sistema. En otras palabras, la ley de la conservación de la energía, dice que la energía no puede ser creada ni destruida, sino sólo puede ser transformada. REACCIÓN QUÍMICA Para que ocurra una reacción química las moléculas de los reactivos deben chocar entre si y tener la orientación y energía apropiada. Debe tener suficiente energía para romper los enlaces de los reactivos. La energía de activación es la energía necesaria para romper los enlaces entre los átomos de los reactivos. Química II 52 Existen tres condiciones necesarias para que ocurra una reacción: 1. Colisión: los reactivos deben chocar. 2. Orientación: Los reactivos deben alinearse correctamente para formar y romper enlaces. 3. La colisión debe proporcionar la energía de activación. Una reacción química se representa por una ecuación química en la que hay dos miembros el primero a la izquierda representa los reactivos y el miembro de la izquierda es el producto. Las ecuaciones químicas, nos ayudan a entender la forma en que reaccionan los reactivos para dar productos. http://objetos.unam.mx/quimica/reaccionQuimica/index.html https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/reaccionquimica Química II 53  Tipos de sistemas e interacciones sistema-entorno SISTEMAS Se le denomina sistema a un grupo bien definido de átomos, moléculas partículas u objetos. Un sistema puede ser desde un pequeño insecto hasta la atmosfera de la tierra. Existen sistemas cerrados y abiertos, la diferencia se centra en el intercambio de materia y energía; es decir lo que se encuentra fuera del sistema y dentro de él. Ejemplos de sistema abierto: cuerpo humano plantas olla de agua hirviendo Ejemplos de sistema cerrado: foco planeta tierra termómetro Todo lo que se encuentra fuera de un sistema lo podemos denominar como alrededores. Si se agrega calor a un sistema aumenta su propia energía interna. Existen diferentes tipos de sistema que se caracterizan por el intercambio de materia y energía que en ellos se realiza. En el siguiente mapa conceptual (Figura 1) se describe cada uno de ellos. Química II 54  FIGURA 1.- Descripción general de los tres tipos de sistema: cerrado, abierto y aislado1 En un sistema termodinámico se dice que se encuentra en equilibrio cuando sus variables no varían en el tiempo. Estas variables se les conoce como variables de estado, dependiendo de la naturaleza del sistema por ejemplo un gas (Figura 2), se podrían considerar masa, volumen, temperatura, presión, densidad. FIGURA. 2. Sistema cerrado (contiene gas), en el que se indican las variables de estado. http://objetos.unam.mx/quimica/reaccionQuimica/index.html https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/reaccionquimica http://objetos.unam.mx/quimica/balanceoEcuaciones/index.html https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/ecuacionquimica http://objetos.unam.mx/quimica/nomenclaturaQuimica/index.html https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unida d1/reaccionesQuimicas/formulacompuestos 1 Tomado de https://www.ensambledeideas.com/ Química II 55  La importante diferencia entre temperatura y calor TEORÍA CINÉTICA La teoría cinética permite hacer una clara diferencia entre temperatura y calor. La temperatura es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas individuales en continuo movimiento. El calor se refiere a una transferencia de energía de un objeto a otro como resultado de una diferencia en temperatura. TEMPERATURA La temperatura de alguna cantidad de materia se expresa con un número que corresponde a su grado de calidez o frialdad en alguna escala. Casi todos los materiales se expanden cuando su temperatura se eleva y se contraen cuando su temperatura disminuye. La mayor parte de los termómetros miden la temperatura mediante la expansión o contracción de un líquido por lo general mercurio o alcohol. En la escala de temperatura de uso más generalizado el número cero se asigna a la temperatura a la que el agua se congela y el número 100 a la temperatura a la que hierve el agua (a presión atmosférica a nivel del mar). El espacio intermedio se divide en cien partes iguales denominados grados por tanto un termómetro calibrado de esta forma se llama centígrado o Celsius en honor al astrónomo sueco Anders Celsius. Por otra parte, la escala más utilizada por los científicos es la Kelvin, esta escala es determinada en términos de energía. El número cero se asigna a la temperatura más baja posible, el cero absoluto a la cual una sustancia no tiene ninguna energía cinética que ceder. A cero absoluto no puede extraerse más energía de una sustancia y ya no es posible una mayor reducción de temperatura. Esta temperatura límite en realidad es 273.15 bajo cero en la escala Celsius. El cero absoluto corresponde a -273°C en la escala Celsius. CALOR La dirección de transferencia espontanea de energía siempre es de un objeto más caliente a un objeto más frio. La energía transferida de un objeto a otro debido a una diferencia de temperatura entre ellos se llama calor. El calor es energía en tránsito de un cuerpo de mayor temperatura a un cuerpo de menor temperatura (Figura 3), una vez transferida la energía deja de ser calor. Química II 56  FIGURA 3. Imagen en que se muestra las formas de transferencia de calor2 En conclusión, el calor es el flujo de energía desde una cosa hacia otra debido a una diferencia de temperatura y puede ser de diferentes maneras: conducción, convección y radiación. http://www.objetos.unam.mx/fisica/termodinamica1/index.html https://youtu.be/lqsSlCi3Wvc?t=203 2 Tomado de: https://concepto.de/transferencia-de-calor/ Química II 57  Reacciones exotérmicas y endotérmicas REACCIONES EXOTÉRMICAS En una reacción exotérmica la energía de los reactivos es mayor que los productos. Por tanto, se libera calor junto con la formación de los productos. El valor del calor de reacción (ΔH) se escribe con un signo negativo (-) lo que indica que el calor se emite o pierde. 2Al (s) + Fe2O3 → 2Fe (s) + Al2O3 (s) ΔH = -859 kJ Por ejemplo, en la reacción termita la reacción entre el aluminio y el óxido de hierro (III) produce tanto calor que se alcanzan temperaturas de hasta 2500°C. La reacción termita (Figura 4) sirve para cortar o soldar rieles de ferrocarril. FIGURA 4. Reacción termita entre el aluminio y óxido de 3 hierro Las reacciones exotérmicas de oxido-reducción son importantes para la vida ya que en los seres vivos (Figura 5) se llevan a cabo durante su metabolismo (oxidación de la glucosa) para producir energía. 3 Tomada de: http://www.quimicafisica.com/termoquimica.html Química II 58  FIGURA. 5. Organismo en el que se realiza reacción exotérmica como parte de su metabolismo durante la respiración. REACCIONES ENDOTÉRMICAS En una reacción endotérmica la energía de los reactivos es menor que la de los productos. Por tanto, se absorbe calor, el cual se usa para convertir los reactivos en productos. El valor del calor de reacción (ΔH) se escribe con un signo positivo (+) lo que indica que el calor se absorbe. Por ejemplo, en la descomposición del agua en hidrogeno y oxígeno el ΔH es +137 kcalorías que es la energía necesaria para separar dos moles de agua en dos moles de hidrogeno y un mol de oxígeno. 2H2O(l) + 137kcal → 2H2 (g) +O2 (g) ΔH = +137kcal Durante la fase de la fotosíntesis (Figura 6) en la que las plantas absorben luz solar se lleva a cabo una reacción endotérmica. FIGURA 6. Muestra el proceso inicial de la fotosíntesis, con la captación de energía luminosa. ENTALPIA En toda reacción química se absorbe o libera calor a medida que se rompen los enlaces en los reactivos y se forman nuevos enlaces en los productos, el calor de reacción con símbolo ΔH es la diferencia entre la energía de rompimiento de enlaces en los reactivos y de formación de enlaces en los productos. La dirección de flujo de calor depende de si los productos en la reacción poseen mayor o menor energía que los reactivos. Se define a la entalpia de una reacción química como el calor absorbido o desprendido en dicha reacción química cuando esta ocurre a presión constante, por lo tanto, el valor de la entalpia depende de la presión y la temperatura presente. Según el criterio establecido por la IUPAC, al hablar de la transferencia de energía en forma de calor, es negativo el calor desprendido por el sistema, y positivo el calor absorbido por el sistema. Así, cuando la entalpía de reacción es negativa, significa que, durante el transcurso de la reacción, el sistema pierde o libera calor hacia el entorno, mientras que si la entalpía de reacción es positiva significa que, durante el transcurso de la reacción, el sistema absorbe calor del entorno. Concretamente podemos decir que el calor que absorbe o libera un sistema sometido a presión constante se conoce como entalpia, y el cambio de entalpía que se produce en una reacción química es la entalpia de reacción. Química II 59 La letra (Δ) es frecuentemente utilizada para manifestar un cambio o variación, en consecuencia, la expresión ΔHr se refiere a la variación de una entalpía en una reacción química. En función del signo de la entalpía, las reacciones se clasifican como endotérmicas o exotérmicas. Una reacción exotérmica es aquella cuyo valor de entalpía es negativo, es decir, el sistema desprende o libera calor al entorno (ΔH < 0). Una reacción endotérmica es aquella cuyo valor de entalpía es positivo, es decir, el sistema absorbe calor del entorno (ΔH > 0). Para saber si una reacción química es endotérmica o exotérmica se utilizan las entalpías de formación. https://youtu.be/As-5aUhY7LY?t=138 https://youtu.be/lqsSlCi3Wvc?t=203 https://youtu.be/mHvJmz1jqJY?t=87 https://youtu.be/78Ix6E-ei1Q?t=212 https://youtu.be/r4N9wRPzCpo?t=168 https://youtu.be/vtJ0pDUViFI?t=584 https://youtu.be/Q2zpyAcXo2I?t=98 Química II 60  Cuantificación de la energía liberada en la combustión de los alimentos y los combustibles. Relación entre la combustión de los alimentos y la de los combustibles. COMBUSTIÓN La quema de una vela o del combustible en el motor de un automóvil son ejemplos de reacciones de combustión. En una reacción de combustión un compuesto que contiene carbono que es el combustible se quema en presencia de oxígeno del aire para producir dióxido de carbono (CO2), agua (H2O) y energía en forma de calor o una llama. Por ejemplo, el gas metano (CH4) experimenta combustión cuando se utiliza para cocinar los alimentos en una estufa de gas y para calentar las casas. En la ecuación de la combustión de metano cada elemento del combustible (CH4) forma un compuesto con oxígeno. CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) + energía La combustión es la reacción química entre el oxígeno y una substancia oxidable, que va acompañada de desprendimiento de energía, no necesariamente incandescente. Al oxígeno se le llama también comburente y la sustancia se le denomina combustible, además se necesita en algunos casos de una fuente de energía externa para poder iniciar la reacción. FIGURA 7. Imagen que muestra los elementos necesarios para que se forme una reacción de combustión4. Todas las reacciones químicas que tiene lugar en las células vivas para descomponer o construir moléculas se conocen como metabolismo. En una vía metabólica las reacciones vinculan en una serie cada una catalizada por una enzima específica para producir un producto final. El termino metabolismo se refiere a todas las reacciones químicas que proporcionan energía y las sustancias necesarias para el crecimiento celular. Existen dos tipos de reacciones metabólicas: catabólicas: se descomponen moléculas complejas en unas más simples acompañadas de liberación de energía. Las reacciones anabólicas utilizan la energía de la célula para construir moléculas más grandes a partir de otras más simples. 4 https://sites.google.com/site/reaccionesdecombustion/introduccion Química II 61  Procesos de oxido-reducción Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones. FIGURA 8. Se muestra un diagrama del proceso de oxido-reducción. Observa los signos positivos de la partícula que pierde electrones. 5 Existen dos conceptos relevantes en este proceso: § Reducción: Proceso por el cual la sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación § Oxidación: Proceso por el cual la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Se llama agente reductor a la especie que cede los electrones y oxidante a la que los capta. A continuación, se caracteriza a estos dos agentes: Agente oxidante Agente reductor Es el que se reduce Es el que se oxida. Es el que gana electrones Es el que pierde electrones En la recta numérica, el valor de su estado de oxidación se mueve de derecha a izquierda 5 TOMADA DE https://www.todamateria.com/tipos-de-reacciones-quimicas/ Química II 62  En la recta numérica, el valor de su estado de oxidación se mueve de izquierda a derecha. Una forma sencilla de ubicar si hubo reducción u oxidación, es visualizar el cambio de carga sobre una recta numérica, y ver de dónde a dónde fue el cambio de carga, de acuerdo a su signo. DETERMINACIÓN DE LOS ESTADOS DE OXIDACIÓN Para poder realizar balanceos mediante redox, primero debes determinar los estados de oxidación de los elementos que forman a las sustancias que participan en la reacción. A continuación, tienes las reglas para determinar el estado de oxidación: Para calcular el número de oxidación existen varias reglas, las cuales se describen a continuación: NO. REGLAS 1 Un elemento que esta sin combinar tiene carga cero. Por ejemplo: los metales como Cu, Al, Fe, en sus estados puros. También Cl2, O2, H2, F2, aunque son moléculas, no están combinados con otros elementos. 2 En un compuesto, la suma de las cargas de sus elementos constituyentes es igual a cero. Por ejemplo: el NaCl es la sal de cocina, el sodio tiene carga 1+ y el cloro tiene carga 1-, en la molécula, la suma de 1+ con 1- es igual a cero. 3 Los metales, al combinarse con no metales, tienen carga positiva, y el no metal tendrá carga negativa. Por ejemplo, en el Fe2O3, el fierro es metal, y tiene carga de 3+, mientras que el oxígeno es no metal, y tiene carga de 2-. 4 Los no metales, cuando se combinan con otros no metales, tienen carga negativa el que es más electronegativo, mientras que el menos electronegativo tendrá carga positiva. Por ejemplo, dióxido de nitrógeno, NO2, es la asociación de dos no metales. El oxígeno es más electronegativo que el nitrógeno, y tendrá carga de 2- , mientras que el nitrógeno tendrá una carga de 4+. 5 La Familia a la que corresponde el elemento en la tabla periódica puede ayudar a definir el número de oxidación de muchos elementos. Por ejemplo, el K tiene carga 1+, pues está en la familia IA, pues los elementos que están en esta familia tienen sólo un electrón en la última capa de energía, que es muy probable que pierdan. Mientras que el Cl tiene carga 1- ya que está en la familia VIIA. Los que están en esta familia tienen en su última capa de energía 7 electrones, por lo que es más fácil que roben un electrón para completar su octeto. Química II 63  6 El hidrógeno al combinarse adquiere carga de más uno, excepto en los hidruros en los que adquiere carga menos uno. Ejemplo: en la molécula del agua H2O tiene 1+, y en AlH el H tiene 1- 7 El oxígeno habitualmente adquiere carga de menos 2, excepto en los peróxidos, que tienen carga menos 1. Por ejemplo, SO2 el oxígeno tiene carga 2-, y en H-O- O-H tiene carga 1-. 8 En los iones poliatómicos, la suma de las cargas de sus átomos constituyentes da como resultado la carga de ese ión. Por ejemplo, en el caso del ión sulfato (SO4)2- , que tiene carga de 2-, ya sabemos que el oxígeno tiene carga de 2- ¿cuál es la carga del azufre? Primero multiplicamos el 2- del oxígeno por su subíndice y nos da 8-, ¿qué número se le suma al 8- para que nos de -2? Es +6, el S tiene +6. EJEMPLOS Calcula el número de oxidación de cada elemento de las siguientes sustancias: a) H3PO4 Ácido fosfórico Primer paso. El H tiene carga +1, y tiene subíndice 3, entonces multiplicamos +1 x 3 = +3. (Observación: +3 no es el número de oxidación del hidrógeno, hacemos la multiplicación para descubrir el número de oxidación del P). Segundo paso. El O tiene carga -2, y tiene subíndice 4, entonces multiplicamos -2 x 4 = - 8. (Observación: -8 no es el número de oxidación del oxígeno, hacemos la multiplicación para descubrir el número de oxidación del P). Tercer paso. Al ser un compuesto, la suma de los números de oxidación debe ser igual a cero. Debemos hacer la suma algebraica, para obtener el número de oxidación del P, entonces, del H tenemos +3 y del oxígeno tenemos -8, entonces: +3 -8 + __ = 0 ¿Qué número debemos sumar ahí para que el resultado sea 0? El número que queda bien ahí es +5, ya que: +3 -8 +5 = 0 El P tiene el número de oxidación igual a +5. +1 +5 -2 H3 P O4 b) KPO2 Primer paso. No es un peróxido, por lo tanto, el oxígeno tiene carga de -2. Tiene un subíndice -2, entonces se multiplica por el número de oxidación y nos da -4. Segundo paso. El K es de la familia IA, por lo que tiene carga +1 Química II 64 Tercer paso. ¿cuál es la carga del P? Al ser un compuesto, la suma de las cargas de sus átomos debe ser igual a cero. -4 +1 +___ = 0 ¿Qué número debe quedar ahí? El que debe quedar ahí es +3, ya que: -4 +1 +3 = 0 El número de oxidación del P es +3 +1 +3 -2 K P O2 c) (CrO4)-2 Podemos ver en este caso que se trata de un ión, por lo que la suma de los números de oxidación de los elementos constituyentes sume en total -2. Primer paso. Como ya sabemos, el oxígeno tiene -2, pues no es un peróxido. Segundo paso. Para obtener el número de oxidación debemos hacer una suma algebraica. El oxígeno tiene un subíndice 4, entonces se multiplica por la carga que es -2, lo que nos da -8. ¿Con qué número se debe sumar el -8 para que nos resulte -2? -8 + ___ = -2 El número que nos da un resultado correcto es +6. Por lo tanto, el número de oxidación del cromo es +6. +6 -2 -2 Cr O2 d) Ag Primer paso. Como sabemos los elementos sin combinar tienen estados de oxidación cero. 0 Ag e) Fe2O3 Primer paso. El oxígeno tiene estado de oxidación 2-, y el metal al combinarse con un metal tiene carga positiva. Segundo paso. Para determinar el número de oxidación del Fe debemos multiplicar primero el número de oxidación del oxígeno por su subíndice, y nos da 3 x -2 = -6. Química II 65 Para que la suma algebraica sea igual a cero, ¿qué número le tenemos que sumar al -6 para que sea igual a cero? ___ + -6= 0 Evidentemente debe ser +6. El Fe tiene un subíndice 2, ¿qué número debemos multiplicar por 2 para que nos de +6? La respuesta es +3 El número de oxidación del fierro es +3. +3 -2 Fe2 O3 Química II 66  https://youtu.be/Q2zpyAcXo2I?t=98 https://youtu.be/zDJxef4ksqk?t=192 https://youtu.be/i_-V72MLJq0?t=217 Química II 67 A continuación, encontrarás una serie de actividades que te permitirán logar cada uno de los aprendizajes esperados para este corte. Instrucciones. Realiza las actividades que se presentan a continuación 1. Relaciona las columnas anotando la letra que corresponda, dentro del paréntesis. Descripción Sistema 1. ( ) Sistema termodinámico en el que a) Sistema cerrado hay intercambio de materia y energía. 2. ( ) Sistema termodinámico en el que b) Sistema abierto no hay intercambio de materia solo de energía. a) Sistema aislado 3. ( ) Sistema termodinámico en el que no hay intercambio de materia ni de energía. 2. Escribe el tipo de sistema termodinámico al que pertenece el esquema. a) ___________________________ b) ______________________________ c) _____________________________ Química II 68 3. Lee con atención el siguiente texto, luego completa el cuadro escribiendo los conceptos de temperatura, calor incluyendo ejemplos. ¿Qué contiene más calor, una taza de café o un vaso de té helado? En clase de química, esta sería una pregunta capciosa (¡lo siento!). En termodinámica, el calor tiene un significado muy concreto que es diferente de la manera en la que podríamos usar la palabra en el discurso cotidiano. Los científicos definen el calor como la energía térmica transferida entre dos sistemas a diferentes temperaturas que entran en contacto. El calor se escribe con el símbolo q o Q. El calor es una propiedad extensiva, así que el cambio de temperatura que resulta al transferir calor a un sistema depende de cuántas moléculas hay en el sistema. Calor y temperatura son dos conceptos diferentes, pero estrechamente relacionados. Observa que tienen diferentes unidades: la temperatura típicamente tiene unidades de grados Celsius (°C) o Kelvin (K), y el calor tiene unidades de energía, joules (J). La temperatura es una medida de la energía cinética promedio de los átomos o moléculas en el sistema. Las moléculas de agua en una taza de café caliente tienen una mayor energía cinética promedio que las moléculas de agua en una taza de té helado, lo que también significa que están moviéndose a una velocidad más alta. La temperatura es una propiedad intensiva. Esto significa que no depende de qué tanta cantidad tengas de una sustancia (¡siempre y cuando esté toda a la misma temperatura!). A nivel atómico, las moléculas en cada objeto están constantemente en movimiento y chocando entre sí. Cada vez que chocan, pueden transferir energía cinética. Cuando dos sistemas están en contacto, se va a transferir calor del sistema más caliente al más frío por medio de choques moleculares. La energía térmica va a fluir en esa dirección hasta que los dos objetos están a la misma temperatura. Cuando esto ocurre, decimos que están en equilibrio térmico. Término Definición Ejemplos Calor Temperatura Química II 69 4. Completa el cuadro. Escribe si el ejemplo corresponde a una reacción endotérmica o exotérmica. Ejemplo Reacción exotérmica/endotérmica Producción de ozono en la atmósfera La fotosíntesis Combustión de la gasolina Electrólisis del agua Descomposición de las proteínas por acción del calor La respiración de los seres vivos Formación del amoniaco La reacción del gas butano con el oxígeno 5. Escribe si el ejemplo es una reacción endotérmica o reacción exotérmica considerando su valor de entalpía. a) 2 Fe(s) + 3 /2 O2(g) → Fe2O3(s) ΔH= -821.763 kJ b) H2(g) + 1 /2 O2(g) → H2O(l) ΔH= -285.714 kJ c) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3 (g) ∆H= -92.6 kJ d) CO2 (g) + 2H2O (ℓ) → CH4 (g) + 2O2 (g) ΔH = +890.4 KJ e) Br2 (l) + Cl2 (g) → 2 BrCl (g) ∆H = +29,4 kJ f) NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) ∆H = -176 kJ g) N2O4 (g) → 2NO2 (g) ∆H = +58,0 kJ h) CS2 (l) + 3Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2Cl2 (l) ∆H = -112 kJ 6. Completa los espacios en el texto siguiente. H2O N2 oxígeno calor CO2 En la combustión, una sustancia química reacciona rápidamente con _________ produciendo _____ y luz. Los productos típicos de una reacción de combustión son, ______, _____, _____ y óxidos de cualquier otro elemento presente en la muestra original. Química II 70  7. Identifica y subraya la ecuación química que corresponda a una reacción de combustión. a) CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O b) 4Fe(s)+3O2(g) → 2Fe2O3(s) c) H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O. d) HCl + NH3 → NH4Cl + H2O 8. Determina el número de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos. a) H2SO4 H₂ S O₄ b) KMnO₄ a) b) c) d) K e) Mn f) O4 c) K2Cr2O7 g) h) i) j) K2 k) Cr2 l) O7 d) NH₄H₂PO₄ m) n) o) p) q) r) N s) H4 t) H2 u) P v) O4 e) CaSO4 w) x) y) z) Ca aa) S bb) O4 f) NaNO3 Na N O3 Química II 71 9. Dada la siguiente ecuación química: CuS(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2 + S(s) + NO(g) + H2O(l) a) Escribe las semireacciones, especifíca quién se oxida y quién se reduce. ___ b) Identifica el agente oxidante: ________________________________ c) Identifica el agente reductor: ________________________________ d) Escribe la ecuación balanceada. ___CuS(s) +___ HNO3(aq) → ___Cu(NO3)2 + ___S(s) + ___NO(g) + ___H2O(l) 10. Completa las oraciones en los espacios correspondientes. a) En una ecuación química la especie química que se oxida _______________ electrones, aumenta su número de oxidación y es el agente _______________. b) En una ecuación química la especie que se reduce ________________ electrones, disminuye su número de oxidación y es el agente ________________. Química II 72 La siguiente evaluación te brindará un panorama sobre tu desempeño a lo largo del corte, así como lo que requieres fortalecer, en cuanto a lo actitudinal, así como a lo aptitudinal. Instrucciones: Marca con una X la respuesta que corresponda. Totalmente Parcialmente Totalmente en Evaluación actitudinal de acuerdo de acuerdo desacuerdo Organizo mi tiempo de estudio. Tengo un espacio exclusivo para estudiar. Relaciono mi aprendizaje con mi contexto. Utilizo diferentes fuentes de consulta, material físico y virtual. Gestiono mi aprendizaje usando organizadores gráficos y elaborando resúmenes. En el momento de la resolución de las actividades me comprometí con mi aprendizaje. Busco la manera de relacionar estas actividades de aprendizaje con mi contexto. Busco el significado de las palabras que desconozco en diferentes fuentes de consulta como libros o diccionarios Al ir resolviendo, procuro tomar apuntes para organizar mi aprendizaje. Química II 73 Instrucciones: Contesta las siguientes preguntas reflexiona tus respuestas. 1.- ¿Cuáles son tus metas a largo plazo?; escribe cinco estrategias para lograrlo? 2.- ¿Qué área del conocimiento te interesa, a que profesión te vas a dedicar? ¿Porque te gusta esa carrera? Química II 74 En este apartado se presentan las fuentes que se consultaron para elaborar este material. Benson., W. Sidney. (1995). Cálculos químicos. México: Limusa. Chang Raymond. Química. México: McGraw Hill. Giancoli., C. Douglas. (2006). Física. México: Pearson. Hewitt., G. Paul. (2016). Física Conceptual. México: Pearson. Timberlake., C. Karen. (2013). Química general, orgánica y biológica. Estructuras de la vida. México: Pearson. Química II 75  ÁCIDOS Y BASES Aprendizajes esperados: ¿Cómo se modela el Diferenciaras los ácidos de las bases comportamiento de un utilizando ejemplos de la vida cotidiana. ácido y de una base? Utilizarás los modelos ácido-base de ¿Cómo se relaciona la Arrhenius y Brönsted-Lowry., de forma fuerza de los ácidos y bases con el equilibrio diferenciada. dinámico? Reconocerás la cualidad logarítmica de ¿Qué indica el valor de la escala de pH y su significado al pH? determinar su valor en disoluciones. Modelos de Arrhenius y Predecirás el valor de pH de Brönsted-Lowry disoluciones de uso cotidiano en función Ionización; diferencia entre de su uso. los ácidos y bases fuertes y débiles. Inferirás el mecanismo químico de reacciones de neutralización, a partir de Química II 76  Sustancias indicadoras de la ecuación correspondiente de pH. ejemplos cotidianos de este tipo de La característica reacciones. logarítmica del pH. Diferenciarás el fenómeno de lluvia Reacciones ácido-base, ácida de otros contaminantes energía y el equilibrio dinámico. ambientales y comprende sus efectos. El valor de pH de los alimentos y su impacto en la salud. La importancia del valor de pH en la asimilación de medicamentos y nutrientes en el organismo. Causas y efectos de la lluvia ácida. El efecto del valor de pH en los suelos de uso agrícola. Química II 77 Al finalizar este corte serás capaz de reconocer el comportamiento ácido-base de las sustancias, desarrollando el pensamiento científico durante la experimentación, el estudio y la discusión de las teorías ácido-base (Arrhenius y Brönsted-Lowry), así como el concepto de pH y su aplicación, para evaluar las acciones humanas de riesgo e impacto social, económico y ambiental en el manejo de las sustancias en tu vida cotidiana Química II 78 Para los nuevos aprendizajes del corte, requieres de información previa, que ya has estudiado y manejado. 1. ¿Qué es una disolución? 2. ¿Qué indica la concentración de