Quimica texto 2bgu contport



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http://goo.g
l/tZbqQp
http://goo.g
l/35X4Mx
http://goo.g
l/hnIcT
g
http://goo.g
l/fcf
jRn
ZONA
47
 Pr
ohibida su r
epr
oducción

 Pr
ohibida su r
epr
oducción

   Masa atómica
1. Se pesan 6,12 g de sodio (Na).  
Determina.
a.  ¿Cuántas moles representa?
b.  ¿Cuántos átomos de sodio se tiene 
en esa masa?
2.  Se cuenta con 0,11 mol de níquel (Ni). 
Determina.
a.  ¿Cuántos gramos representa? 
b.  ¿Cuántos átomos de níquel se tiene 
en esa masa? 
3.  Se tiene 3,12 x 10
23
 átomos de cobre 
(Cu). 
Determina.
a.  ¿Cuántas moles representa?
b.  ¿Cuántos gramos representa? 

   Masa molecular
4. 
Determina la masa molar de las siguien-
tes sustancias:
a.  Gas butano, C
4
H
10
b.  Ácido sulfúrico, H
2
SO
4
c.  Gas hidrógeno, H
2
5.  En un frasco de laboratorio hay 200 g de 
tricloruro de hierro, FeCl
3

Averigua cuán-
tos moles de esta sustancia contiene el 
frasco.
6.  Si se dispone de 123,11 g de cloruro de 
plata (AgCl),. ¿cuántas moles contiene el 
frasco? ¿cuál es el número total de áto-
mos de cloro (Cl) presentes?

   Composición porcentual
7.  Si la fórmula del ácido clorhídrico es HCl, 
¿cuál es la composición porcentual en 
masa del hidrógeno y del cloro en este 
compuesto?
8.  A la fórmula de la herrumbre podemos 
representar como Fe
2
O
3
. ¿Cuál es la 
composición porcentual en masa del 
oxígeno en este compuesto?

   Formula empírica y molecular
9.  ¿Cuál es la fórmula empírica de cada 
uno de los compuestos que tienen la si-
guiente composición?
 
a.  40,1% de C, 6,6% de H y 53,3% de O.
 
b.  18,4% de C, 21,5% de N y 60,1% de K.
10. La fórmula empírica del compuesto es 
CH. Si la masa molar de este compuesto 
es aproximadamente 78 g, ¿cuál sería su 
fórmula molecular?
11. La composición de una molécula es: 
35,51% de C,  4,77% de H,  37,85% de O, 
8,29% de N y 13,60% de Na. ¿Cuál será 
su fórmula molecular si su masa molar es 
aproximadamente de 169 g?

   Balance de ecuaciones
12. 
Ajusta las siguientes reacciones químicas:
 a. 
C
(S)
 + CuO
 (S)
 → Cu 
(S)
 + CO
2
 
(g)
 b. 
CaO
(S)
 + C
 (S)
 → CO 
(g)
 + CaC
2
 
(g)
 c. 
NiS
2 (s)
 + O
2 (g)
 → SO 
2 (g)
 + Ni
2
 C
3 (s)
 d. 
Para 
finalizar
48
HNO
3(aq)
 + Zn
(S)
 → Zn(NO
3
)
2
 + NO
(s)
 + H
2

(I)


   Estequiometría
13. Al hacer reaccionar aluminio metálico 
con yodo se obtiene triyoduro de alumi-
nio. 
Calcula la masa de este producto 
que se obtendrá a partir de 25 g de yodo.
14.  Al tratar una muestra de dióxido de man-
ganeso con 20 g de cloruro de hidróge-
no, se obtiene cloruro de manganeso (II), 
gas cloro y agua. 
Escribe y ajusta la re-
acción y 
calcula la masa de MnCl
2
 que 
se obtendrá.
15. 
Calcula la masa de yoduro de plomo (II), 
PbI
2
, que se obtendrá al hacer reaccio-
nar 15 g de yoduro de potasio, KI, con un 
exceso de nitrato de plomo (II), Pb(NO
3
)
2

En la reacción también se produce nitra-
to de potasio, KNO
3
.
16. 
Calcula la masa de hidróxido de calcio, 
Ca(OH)
2
, necesaria para reaccionar con 
16,5 g de ácido clorhídrico, HCl.
•  
Reactivo limitante
17.  Hacemos reaccionar 10 g de sodio metá-
lico con 9 g de agua. Determina cuál de 
ellos actúa como reactivo limitante y qué 
masa de hidróxido de sodio se formará. 
En la reacción también se desprende H
2
.
18.  Hacemos reaccionar 25 g de nitrato de 
plata con cierta cantidad de cloruro de 
sodio y obtenemos 14 g de precipitado 
de cloruro de plata. Averigua la masa de 
nitrato de plata que no ha reaccionado.
19.  La reacción entre el amoníaco y el oxí-
geno produce NO y H
2
O como se mues-
tra en la siguiente reacción:
4NH
3(g) 
+ 5O
2(g) 
→ 4NO
(g) 
+ 6H
2
 O
(g)
 
 
En cierto experimento 2,25g de NH
3
 reac-
ciona con 3,75g de O
2
.
a.  ¿Cuál reactivo es el limitante?
b.  ¿Cuántos gramos de NO se forman? 
c.  ¿Cuántos gramos del reactivo en 
exceso quedan una vez que se ha 
consumido totalmente el reactivo li-
mitante? 
20.  Se desean quemar 55,8 L de gas meta-
no, CH
4
, medidos a 273 K y 1 atm, utilizan-
do para ello 200 g de oxígeno.
 
La reacción produce dióxido de carbo-
no y agua. 
Calcula los gramos de dióxi-
do de carbono que se obtendrán.

   Rendimiento de reacción
21. El litio y el nitrógeno reaccionan para 
producir nitruro de litio.
6Li
(s) 
+ N
2
 
(g)
 → 2 Li 
3
 N
(s)
 
Si se hacen reaccionar 5,00 gramos de 
cada reactivo y el rendimiento es del 
80,5%. ¿Cuántos gramos de Li
3
N se ob-
tienen en la reacción?
 Pr
ohibida su r
epr
oducción
49

 
Escribe la opinión de tu familia.
• 
Pide a tu profesor o profesora suge-
rencias para mejorar y 
escríbelas. 

 Trabajo personal 
Reflexiona y 
autoevalúate en tu cuaderno:

Trabajo en equipo
¿Cómo ha sido mi actitud 
frente al trabajo?
¿He cumplido 
mis tareas?
¿He respetado las opiniones 
de los demás?
¿Qué aprendí en esta 
unidad temática?
AUTOEVALUACIÓN
¿He compartido con mis  
compañeros o compañeras?

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
50
50
2
 Pr
ohibida su r
epr
oducción
2.
 
Soluciones acuosas y sus reacciones
2.1.  Reacciones de precipitación
 
2.2.  Número de oxidación de elementos 
 
y compuestos
 
2.3.  Reacciones de oxidación y reducción
  2.4.  Celdas galvánicas
 2.5. Electrólisis
  2.6  Aplicaciones industriales de la electrólisis
http://goo.g
l/clWY
vI
CONTENIDOS:

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
51
Web:
Noticia:
Película:
Química, la ciencia que permite consumir alimentos en 
buen estado
La química desempeña un rol fundamental en la preserva-
ción de los alimentos mediante la utilización de diferentes 
técnicas como: enfriamiento, congelación, pasteurización, 
entre otras. No todos los químicos son perjudiciales para el 
ser humano, cuando se emplean de forma racional, son 
útiles para satisfacer la demanda de productos del pla-
neta. Por tanto, la química de alimentos evita la formación 
de diferentes microorganismos perjudiciales para la salud. 
http://goo.gl/SRdbmz.
1. 
Lee la noticia y contesta:
a.  ¿Qué relación tiene la química de alimentos con 
la nutriciónla microbiología y la toxicología?
b.  ¿Qué riesgos se presentan al consumir alimentos 
caducos?
2. 
Contesta las siguientes preguntas:
a.  ¿Quién fue Alessandro Volta?
b.  ¿Cuáles fueron sus principales descubrimientos? 
Realiza un análisis de cada uno. 
3.  Basándote en el documental 
contesta:
a.  ¿Qué es una reacción química?
b.  ¿Cómo están clasificadas las reacciones? 
Alessandro Volta y la pila galvánica
Volta
, físico italiano, inventor de la primera pila eléc-
trica generadora de corriente continua. En 1775, su 
interés por el estudio lo condujo a la creación de un 
electróforo, artefacto utilizado para la generación de 
electricidad estática. En 1778, Volta identificó y aisló el 
gas metano. En 1797, mediante sus electroscopios y su 
condensador, logró comprobar experimentalmente la 
existencia de un desequilibrio eléctrico entre metales 
diferentes denominado tensión. Es así como se inventó 
la primera pila eléctrica, y en su honor se denominó vol-
tio
 a la unidad de fuerza electromotriz en el SI.
http://goo.gl/6aq73I.
Reacción química-documental
Analizaremos cómo se producen diferentes tipos de re-
acciones con experimentos concisos y fáciles de realizar.
https://goo.gl/RDf81G
En contexto:
 Pr
ohibida su r
epr
oducción
51

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
52
2. Soluciones acuosas y sus reacciones
2.1.  Reacciones de precipitación
Solubilidad
Un tipo de reacciones son las de precipitación, estas ocurren 
en disolución acuosa y se caracterizan por la formación de 
un producto insoluble o precipitado. 
Una reacción de precipitación consiste en la formación de 
un compuesto insoluble, denominado precipitado, cuando 
se combinan dos reactivos en disolución acuosa.
Estas reacciones se caracterizan porque, a partir de dos reacti-
vos en disolución acuosa, obtenemos un producto insoluble o 
sólido, por ejemplo:
Para saber si un compuesto es acuoso (soluble) o es sólido 
(insoluble o precipitado), debemos observar al catión y al 
anión que intervienen. Identifiquemos estos en la tabla de 
solubilidad para conocer su estado.
Formación de un precipitado
Mg(NO
3
)
2(ac)
 + 2NaOH
(ac)
 → Mg(OH)
2(s)
 + 2NaNO
3(ac)
BaCl
2(ac)
 + ZnSO
4(ac)
   BaSO
4(s)
 + ZnCl
2(ac)
y también:
M
BIÉ
N
y también:
M
BIÉ
N
Disolución
 es una mezcla homogé-
nea de propiedades variables. Está 
formada por un disolvente, que ha-
bitualmente es un líquido, y uno o 
más solutos, que pueden ser sólidos, 
líquidos o gases.
La 
solubilidad
 de un soluto en un 
disolvente determinado y a una 
temperatura determinada es la 
concentración del soluto en una 
disolución saturada.
parte soluble
parte insoluble
o precipitado

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
53
Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en el agua a 25 °C
Compuestos solubles
Excepciones
Compuestos que contengan iones de metales 
alcalinos y NH
4
+
NO
3
-
, HCO
3
-
,ClO
3
-
Cl
-
, Br
-
, I
-
Halogenuros de Ag
+
, Hg
2
2
+, Pb
2+
SO
4
2-
Sulfatos de Ag
+
, Ca
2+
, Sr
2+
, Ba
2+
, Hg
2+
, Pb
2+
Compuestos insolubles
Excepciones
CO
3
2-
, PO
4
3-
, CrO
4
2-
, S
2-
Compuestos que contengan iones de metales alcali-
nos y NH
4
+
OH
-
Compuestos que contengan iones de metales alcali-
nos y Ba
2+
Identifiquemos si el NaCl es un compuesto soluble o insoluble.
En un compuesto, el primer elemento siempre es el catión (carga positiva) y el segundo elemento es 
el anión (carga negativa).
Paso 1: Identificamos al catión y al anión del compuesto.
Paso 2: Observamos en la tabla de solubilidad si es soluble o insoluble para cualquiera de los anio-
nes presentes. Si uno es soluble o insoluble, eso garantiza que todo el compuesto lo es.
Na
+1
 es soluble sin excepción, eso quiere decir que todo el compuesto es soluble. 
Sin embargo, para comprobar esto, el Cl
-1
 es soluble y entre las excepciones no se encuentra el sodio. 
Paso 3: Si el compuesto es soluble, colocamos al lado del compuesto el estado acuoso (ac). Caso 
contrario, es decir, si es insoluble, instalamos al lado del compuesto el estado sólido (s). 
Ejem
plo 1
Na
+1
 (catión) Cl
-1
 (anión)
NACl (ac)
Identifiquemos si el Ag
2
SO
4
 es un compuesto soluble o insoluble.
Por lo tanto el Ag
2
SO
4
 
 
es un compuesto insoluble.
Ejem
plo 2
Ag
2
SO
4
Ag
+1
SO
4
2-
Ag
2
SO
4
 
(s)
Para conocer lo que se va a formar y si es soluble o insoluble, debemos analizar la tabla de las reglas 
de solubilidad.
 

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
54
El hidróxido de sodio va a reaccionar con el nitrato de magnesio. ¿Qué compuestos se van a formar? ¿Se 
producirá algún precipitado?
Mg
2+
(NO
3
)
1-
+ Na
1+ 
(OH)
1-

Primero colocamos los productos que se van a formar y de allí determinamos si son solubles o insolubles.
Paso 1: Colocamos los reactivos en forma de cationes y aniones respectivamente.
Mg
2+
(NO
3
)
-
 + Na
+
(OH)
-
 →
Paso 2: El catión del primer compuesto va a reaccionar con el anión del segundo compuesto, por-
que polos opuestos se atraen. De igual manera, el anión del primer compuesto va a reaccionar 
con el catión del segundo reactivo.
Mg
2+
(NO
3
)
1-
 + Na
1+
(OH)
1-
 → Mg
2+
(OH)
1-
 + Na
1+
(NO
3
)
1-
Paso 3: Realizamos el intercambio de cargas y así obtendremos los dos productos que se van a formar.
El cloruro de bario va a reaccionar con el sulfato de cinc. ¿Qué com-
puestos se van a formar? ¿Se producirá algún precipitado?
 
BaCl
2(ac)
 + ZnSO
4(ac)
 →
Ba
2+
Cl
1-
 + Zn
2+
 (SO
4
)
2-
 → Ba
2+
SO
2-
 + Zn
2+
Cl
1-
BaCl
2 (ac)
 + ZnSO
4(ac)
 → BaSO
4
+ ZnCl
2
 BaCl
2 (ac)
 + ZnSO
4(ac)
 → BaSO
4(s)
 + ZnCl
2(ac)
El precipitado en este caso es el sulfato de bario, BaSO
4
, y el soluble es el 
cloruro de cinc, ZnCl
2
.
Ejem
plo 3
Ejem
plo 4
y también:
M
BIÉ
N
Solubilidad
Muchos compuestos iónicos son 
solubles en agua o en otros disol-
ventes que, como el agua, tienen 
moléculas polarizadas. Cuando el 
sólido iónico se introduce en agua 
se produce la rotura de la red iónica 
por la interacción entre los iones del 
cristal y los dipolos del disolvente. 
Los iones pasan a la disolución ro-
deados de moléculas de H
2
O, por lo 
que decimos que están solvatados.
https://goo.g
l/wPKDR9
 Hidróxido de magnesio en solución
Mg(NO
3
)
2(ac)
 + NaOH
(ac)
 → Mg(OH)
2
 + NaNO
3
Paso 4: Balanceemos la ecuación.
Mg(NO
3
)
2(ac)
 + 2NaOH
(ac)
 → Mg(OH)
2
 + 2NaNO
3
Paso 5: Con base en la tabla de reglas de solubilidad, determina-
mos el estado de los productos.
Mg(NO
3
)
2(ac)
 + 2NaOH
(ac)
 → Mg(OH)
2(ac)
 + 2NaNO
3(s)
El precipitado en este caso es el hidróxido de magnesio, 
Mg(OH)
2
, y el soluble es el nitrato de sodio, NaNO
3
.
4

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
55
A la ecuación que da formación al yoduro plumboso la 
denominamos  ecuación molecular, porque las fórmulas 
de los compuestos están en forma de moléculas.
Pb(NO
3
)
2(ac)
 + 2KI
(ac)
 → PbI
2(s)
 + 2KNO
3(ac)
La 
ecuación iónica
, por su parte, muestra las especies di-
sueltas como iones libres. Solamente la parte soluble está en 
forma de iones, porque la parte insoluble es sólida.
Dentro de la ecuación iónica, denominamos ion especta-
dor
 al anión que está tanto en los reactivos como en los 
productos en forma acuosa.
Si en la ecuación iónica no tomamos en cuenta los iones 
espectadores, tenemos una ecuación iónica neta. 
Ecuación molecular, ecuación iónica y ecuación iónica neta
La ecuación de formación del yoduro plumboso es:
Pb(NO
3
)
2(ac)
 + KI
(ac)
 → PbI
2(s)
 + KNO
3(ac)
Obtenemos la ecuación iónica, los iones espectadores y la ecua-
ción iónica neta.
Para la resolución del ejemplo, debemos seguir una serie de pasos.
Paso 1: Balanceamos la ecuación. 
Ecuación molecular

Pb(NO
3
)
2(ac)
 + 2KI
(ac)
 → PbI
2(s)
 + 2KNO
3(ac)
Paso 2: Expresamos todos los compuestos solubles en forma de 
aniones. 
Ecuación iónica
:
Pb
2+
(ac)
 + (NO
3
)
1-
(ac)
 + 2K
+
(ac)
 + 2I
-
(ac)
 → PbI
2(s)
 + 2K
+
(ac)
 + (2NO
3
)
-
(ac)
Paso 3: Los aniones que se repitan en el lado izquierdo y derecho 
son los iones espectadores.
Iones espectadores
: NO
1-
(ac)
 , K
1+
(ac)
Paso 4: Si simplificamos los iones espectadores de la ecuación ióni-
ca, el resultado será la ecuación iónica neta.
Ejem
plo 5
Pb
2+
(ac)
 + (NO
3
)
-
(ac)
 + 2K
+
(ac)
 + 2I
-
(ac)
 → PbI
2(s)
 + 2K
+
(ac)
 + (NO
3
)
-
(ac)
Ecuación iónica neta
: Pb
2+
(ac)
 + 2I
-
(ac)
 → PbI
2(s)
http://goo.g
l/bb5VIK
 
Interpretación de la reacción de for-
mación del yoduro plumboso
Denominamos  ecuación mole-
cular
 a aquella que contiene las 
formas no ionizadas de todos los 
compuestos que intervienen en la 
reacción, aunque algunos de ellos 
no sean moleculares.
La ecuación iónica se obtiene diso-
ciando totalmente en sus iones los 
electrolitos fuertes disueltos. 
La  ecuación iónica neta se obtie-
ne eliminando los iones que apa-
recen en los dos miembros de una 
ecuación.
y también:
M
BIÉ
N
3

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
56
Obtenemos la ecuación iónica, los iones espectadores y la ecua-
ción iónica neta.
Ecuación molecular

AgNO
3(ac)
 + NaCl
(ac)
 → AgCl
(s)
 + NaNO
3(ac)
Ecuación iónica

Ag
+
(ac)
 + (NO
3
)
-
(ac)
 + Na
+
(ac)
 + Cl
-
(ac)
 → AgCl
(s)
 + Na
+
(ac)
 + (NO
3
)
-
(ac)
Iones espectadores
:
NO
3
-
(ac)
 , Na
+
(ac)
Ecuación iónica neta
:
Ag
+
(ac)
 + (NO
3
)
-
(ac)
 + Na
+
(ac)
 + Cl
-
(ac)
 → AgCl
(s)
 + Na
+
(ac)
 + (NO
3
)
-
(ac)
Ag
+
(ac)
 + Cl
-
(ac)
 → AgCl
(s)
La ecuación de formación del cloruro de plata es: 
AgNO
3(ac)
 + NaCl
(ac)
 → AgCl
(s)
 + NaNO
3(ac)
Ejem
plo 6
1. 
Determina si son solubles o insolubles los siguien-
tes compuestos.
a.  Al(OH)
3
b.  Na
2
CO
3
.
2.
 
Determina la ecuación molecular, ecuación ió-
nica, iones espectadores y la ecuación iónica 
neta de la reacción.
 
Mg(NO
3
)
2
(ac) + LiOH(ac) →
A
ctividades
https://goo.g
l/xGfQS
T
Reactivos
y productos
Ecuación
Molecular
Disociación iónica
de los electrolitos
fuertes disueltos
Ecuación
Iónica
Eliminación
de los iones
espectadores
Ecuación
iónica neta
 
Formación del cloruro de plata

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
57
Número de oxidación
Carga iónica
Representa una capacidad de combinación.
Escribimos sobre el símbolo del elemen-
to e indicamos con un número la forma  
+n o
 −n:
Es la carga positiva o negativa, 
n + o n −, 
que adquieren un átomo o un grupo de áto-
mos cuando pierden o ganan electrones.
Escribimos a la derecha del símbolo del 
ion, en la parte superior:
Na
+
, Ca
2+
, Al
3+
, NO
3

, CO
2−
, PO
3−
Los elementos se combinan en proporciones definidas y 
constantes. Esta capacidad de combinación de un áto-
mo con otros para formar un compuesto recibió el nom-
bre de valencia
En la actualidad, se prefiere utilizar el número de oxida-
ción o estado de oxidación. El cual significa el número 
de cargas que tendría un átomo en una molécula o en 
un compuesto iónico si los electrones fueran transferidos 
completamente.
Debemos distinguir entre número de oxidación y carga iónica:
Un mismo elemento, según el compuesto del que forma parte, puede tener varios números 
de oxidación. Los números de oxidación destacados en negrita son comunes a cada grupo 
de la tabla periódica. 
2.2. Número de oxidación de elementos y compuestos
3
4
+1 −1
+1 +6 −2
NaCl
H
2
 SO
4
H
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ti
V
Li
Na
K
Rb
Cs
B
Al
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Ag
Zn
Cd
C
Si
Sn
N
P
As
Sb
O
S
Se
Te
F
Cl
Br
I
Pd
Pt
Au
Hg
Pb
Bi
-1
-3
-2
-1
+1
+4
+3
+2
+6
+3
+2
+5
+4
+3
+2
+5
+4
+3
+2
-1
+7
+5
+3
+1
-1
+7
+5
+3
+1
-1
+7
+5
+3
+1
-3
+5
+3
+4
+2
+5
+3
+6
+4
-3
+5
+3
-2
-2
+6
+4
-2
+6
+4
+3
+2
+3
+2
+3
+2
+2
+1
+2
+4
+2
+1
+4
+2
+3
+1
+2
+1
+4
+2
+4
+2
+2
+3
+3
+4
+4
+7
+4
+3
+2
+1
+2
+1
+2
+1
+2
+1
+2
+1
+2
Grados de oxidación de algunos elementos químicos
y también:
M
BIÉ
N
Valencia química
Número entero que expresa la ca-
pacidad de combinación de un 
átomo con otros para formar un 
compuesto. Tomamos como refe-
rencia el átomo de hidrógeno, al 
que se asigna la valencia 1. De este 
modo, la valencia de un elemento 
es el número de átomos de hidró-
geno que se combinan con un áto-
mo de dicho elemento.

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
58
Determinación del número de oxidación 
Debemos tener en cuenta las siguientes reglas:
•  
Los átomos de los elementos que no forman parte de un 
compuesto químico tienen número de oxidación cero, 0, in-
cluso cuando forman moléculas o estructuras poliatómicas, 
como N
2
.
•  
El número de oxidación de un ion monoatómico es su pro-
pia carga; así, Na
+
 tiene un número de oxidación de + 1 y Cl
-

-1.
Determinemos los siguientes números de oxidación: a. del azufre en el dióxido de azufre, SO
2
-
; b. del 
nitrógeno en el ácido nítrico, HNO
3
-
; c. del azufre en el sulfato de potasio, K
2
SO
4
-
; d. del carbono en el 
ion carbonato, CO
3
2-
; e. del cloro en el ion perclorato, ClO
4
-
.
a.  El oxígeno tiene número de oxidación −2, llamamos 

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