CO-5A-D-E-Quimica-ACTIVIDAD-1-Segunda-Etapa

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TRABAJO N°1-2°ETAPA- QUIMICA 5TO D Y E –CIENCIAS NATURALES. PROF. LAURA VITERI 
Hola queridos estudiantes, en esta nueva etapa nos vamos a encontrar con nuevos 
planes de trabajos, para seguir aprendiendo y conociendo mucho más de la Química. 
La modalidad de trabajo que llevaremos en esta etapa es la siguiente: van a recibir 
tres planes de trabajo a razón de uno por mes, este es el que corresponde a 
septiembre, podrán consultar sus dudas, nos vamos a contactar por wassap, 
armaremos un grupo para química, lo haremos con la preceptora para que todos 
puedan estar, luego desde allí veremos cuál es la mejor forma, mas practica e 
inclusiva. Es importante que sepas que todos los temas están íntimamente 
relacionados y tienen continuidad, por eso es bueno que no te quedes con dudas, 
pongas todo tu esfuerzo e intentes comprender y resolver esta propuesta, así te 
resultará más llevadera la siguiente. 
 
Para realizar las actividades sugerimos: 
 
 Que leas con mucha atención y varias veces para ir comprendiendo. 
 Que analices los ejercicios de ejemplo, ya resueltos y luego intentes resolver 
las actividades. Pero siempre recurre al marco teórico, si te surge alguna duda. 
 Si tienes dudas o dificultades puedes comunicarte conmigo, a los canales de 
comunicación que vayamos estipulando. 
 Este material que envío está planificado para que ustedes, los resuelvan en la 
semana de recepción, de todas maneras, podrán consultar dudas antes de 
entregar. La entrega de las actividades resueltas debería ser en la semana del 
28 de septiembre al 2 de octubre. Debes organizar bien tus tiempos. 
 
 Si puedes imprimirlo lo colocas en tu carpeta y resuelves, si no es posible 
imprimir, copia las consignas y resuelve, dejándolo plasmado en la carpeta, es 
muy importante que todo este guardado y organizado en tu carpeta, 
identificado correctamente, con nombre, asignatura y numeradas las 
hojas. 
 
 Una vez terminadas enviar a la casilla de correo: viteri.ensaga@gmail.com 
 Siempre identificarse correctamente en el asunto del mail y en las hojas de 
trabajo: 
Trabajo n°1-2da etapa- Química 5°año división -Alumno (Apellido y nombre) 
Ejemplo: Trabajo n°1-2da etapa- Química 5°E-Perez Juan 
 
 Recuerden: Los profes recibimos trabajos de muchos alumnos de diferentes 
cursos y asignaturas, la identificación es fundamental, de lo contrario, no 
podemos reconocerlos para corregir. 
 
 Realizar las actividades respetando los tiempos de entrega y las formas, antes 
de adjuntar fotos, debo verificar que se vean bien, estén con la orientación 
correcta y debo enumerarlas, para que de esa manera se pueda apreciar de 
mejor manera el buen trabajo que han realizado. 
 
 
 
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TRABAJO N°1-2°ETAPA- QUIMICA 5TO D Y E –CIENCIAS NATURALES. PROF. LAURA VITERI 
Contenidos: 
 Formula Molecular. 
 Conceptos de masa atómica, molecular y mol. 
 Numero de Avogadro. 
 Teoría atómico –molecular. 
Objetivos: 
 Reconocer, comprender y diferenciar: átomo y molécula. 
 Apropiar con claridad: masa atómica y masa molecular. 
 Reconocer la Teoría atómico –molecular. Concepto de Mol de moléculas. 
 Comprender el concepto de volumen molar. 
 Desarrollar habilidad para el cálculo de situaciones problemáticas. 
 Articular teoría y práctica a través de ejemplos 
 Desarrollar habilidades para la comprensión, interpretación y resolución de 
consignas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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TRABAJO N°1-2°ETAPA- QUIMICA 5TO D Y E –CIENCIAS NATURALES. PROF. LAURA VITERI 
TEORIA ATOMICO- MOLECULAR 
Al estudiar las reacciones químicas se encontraron relaciones muy precisas que se denominan 
leyes fundamentales de la Química. Entre estas se encuentran las leyes gravimétricas: ley de la 
conservación de la masa, ley delas proporciones definidas, ley de la proporciones múltiples y ley 
de las proporciones equivalentes. En la misma época Dalton y Gay Lussac hicieron sus aportes, 
este último luego se experiencias con gases formulo las leyes de las combinaciones gaseosas. 
Es importante conocer las masas de los átomos y las moléculas, pero debido a su extrema 
pequeñez, conviene utilizar la unidad de cantidad de sustancia conocida con el nombre de mol, 
basada en el número de Avogadro. En el caso de los gases, es más apropiado conocer el volumen 
que ocupa un mol de moléculas, denominado volumen molar. 
Estos conceptos los vamos a desarrollar para poder interpretar los temas siguientes. 
ATOMOS Y MOLECULAS. 
Átomo es la menor porción de materia capaz de combinarse para formar moléculas. 
Molécula es la menor partícula de una sustancia, formada por átomos, que puede existir libre y 
presenta todas las propiedades de dicha sustancia. 
Las moléculas pueden clasificarse en simples o compuestas: 
1. Simples: cuando están constituidas por átomos iguales. 
Se pueden dividir en : 
a) Monoatómicas: Formados por un solo tipo de átomos. 
b) Biatómicas: Constituidas por dos átomos como H2, O2, N2, etc. 
c) Poliatómicas: Las constituidas por más de dos átomos como P4, S8, etc. 
2. Compuestas: Cuando están formadas por átomos diferentes, como por ejemplo el agua 
(H2O) o el NaCl (Cloruro de Sodio) 
 
También vamos a traer otro concepto el de atomicidad, ya visto. Es el número de átomos que 
contiene la molécula de una sustancia. Así la atomicidad del S8 es 8. 
Recordemos la formula molecular, que es una forma abreviada de representar las moléculas de 
las sustancias simples y compuestas. Usamos símbolos y subíndices: HNO3, esta es la fórmula 
molecular del ácido nítrico, formado por 1 átomo de hidrogeno +1 átomo de nitrógeno+ 3 
átomos de oxígeno. 
Masa de átomos y moléculas. 
Ahora bien, una de las características de los sistemas materiales es que tengan masa. Debido a 
la extrema pequeñez de estas partículas resulta sumamente difícil establecer los valores 
absolutos de sus masas. 
Ahora veremos cómo se resolvió esta situación. 
Masa atómica. 
La cantidad de materia que constituye un átomo se denomina masa atómica y se representa 
con la letra A. 
 
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TRABAJO N°1-2°ETAPA- QUIMICA 5TO D Y E –CIENCIAS NATURALES. PROF. LAURA VITERI 
Como los átomos tienen masas muy pequeñas, resulta inapropiado expresar sus valore en 
gramos, por lo cual los científicos han elegido otra unidad para establecer la masa de un átomo. 
Dicha unidad se llama unidad de masa atómica (u.m.a.) y equivale a la doceava parte de la masa 
del átomo de carbono. Esto significa que, si a un átomo de carbono se lo divide en 12 partes, 
cada una de estas tiene una masa igual a una u.m.a. 
 
u.m.a. : masa del atomo de C 
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Como hallar la masa atómica de un átomo de cualquier elemento, se compara la masa de dicho 
átomo con la u.m.a. Así, un átomo de hidrogeno tiene una masa doce veces menor que la del 
átomo de carbono, o sea igual a 1 u.m.a., entonces su masa atómica (A) es igual a 1. 
En el caso de un átomo de magnesio tiene una masa igual al doble que la masa del átomo de 
carbono, por lo tanto, su A es igual a 24. 
De este modo, comparando las masas de los átomos de los diferentes elementos químicos con 
la unidad de masa atómica (u.m.a.), se ha podido establecer los correspondientes valores de 
masa atómica de dichos elementos. En esta tabla expresamos algunos de ellos. 
 
Elemento 
químico 
H C N O Na Al S Cl Fe Zn As 
Masa atómica 
aproximada 
1 12 14 16 23 27 32 35.5 56 65 75 
 
Masa Molecular 
La masa de una molécula es igual a la suma de las masas de los átomos que la constituyen y se 
denomina masa molecular, representándose con la letra M. 
Entonces: 
M : ∑ A donde M: masa molecular ∑ : suma A: masa atómica. 
Ejemplos: 
a) La molécula de Hierro (Fe) es monoatómica, entonces se masa molecular es igual a su 
masa atómica: M = A = 56. 
b) La molécula de Oxigeno es biatómica (O2), entonces su masa moleculares 2xA del O, 
es decir M= 2x16 = 32 
 
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c) La molécula de agua (H2O) está formada por dos átomos de hidrogeno y uno de 
oxígeno, por lo tanto, se deben sumar las masas atómicas de todos los átomos que 
componen la molécula: M= 2 xA(H) + 1xA(O) = 2x1 + 1x16 = 18 
d) En el caso del ácido nítrico (HNO3) , la molécula está formada por un átomo de 
nitrógeno más tres átomos de oxígeno y uno de hidrogeno, veamos como 
procedemos: M = 1xA(H) + 1xA(N) + 3x A (O) = 1x1 + 1x 14 +3x 16 = 63 
Recordar: estos valores de A ( masa atómica) los sacamos de la tabla periódica. 
La masa molecular es un número que indica la cantidad de unidades de masa atómica que 
forman la molécula. 
MOL : Unidad de cantidad de sustancia 
En el trabajo cotidiano es imposible separar un átomo o una molécula para estudiar su 
comportamiento, debido a su extraordinaria pequeñez. Se encontró una solución a este 
problema, se buscó una cantidad de sustancia que contiene un numero conocido de átomos o 
moléculas y que es fácil de medir. 
En muchas actividades se utilizan unidades tales como: docena (12 unidades), centena (100 
unidades), millar (1000 unidades), etc. En el caso de partículas elementales como átomos, 
moléculas, iones, electrones, que constituyen la materia, se recurrió a una unidad que llamada 
MOL. 
MOL: es la cantidad de sustancia que contiene exactamente 6.02 . 1023 partículas elementales. 
Ahora bien, de donde surge este número, no es producto del azar o de la arbitrariedad, fue 
calculado por un investigador italiano llamado Amedeo Avogadro, físico y químico. En honor a 
él se denomina a este número, numero de Avogadro (NA). 
El numero 6,02 . 1023 es una forma abreviada de expresar: 602 000 000 000 000 000 000 000 
(seiscientos dos mil trillones), como verán no es práctico de manejar operaciones con este 
número, pero si lo es usando notación científica. 
Así, 3.103 : 3.000 o 3. 10-5 : 0,00003 , esto quiere decir que el exponente indica el número de 
ceros que le sigue a la unidad. 
Masa de un MOL de moléculas. 
La masa de un mol de moléculas de una sustancia es igual a la masa molecular de dicha 
sustancia expresada en gramos. 
Asi, la masa molecular del agua es 18, la masa de un mol de moléculas de agua es igual a 18 g. 
Esto significa que en 18 g de agua hay 6,02 . 1023 moléculas. 
Recuerdan los ejemplos anteriores, los veamos nuevamente…. 
Ejemplos: 
a) La molécula de Hierro (Fe) tiene una masa atómica: M = A = 56. Entonces un mol de 
moléculas de hierro es igual a 56 g. 
b) La molécula de Oxigeno (O2), tiene una masa molecular es 2xA del O, es decir M= 
2x16 = 32. Entonces un mol de moléculas de oxigeno es igual a 32 g. 
c) La molécula de agua (H2O) , tiene una masa molecular : M= 2 xA(H) + 1xA(O) = 2x1 + 
1x16 = 18 . Entonces un mol de moléculas de agua es igual a 18 g. 
 
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TRABAJO N°1-2°ETAPA- QUIMICA 5TO D Y E –CIENCIAS NATURALES. PROF. LAURA VITERI 
d) En el caso del ácido nítrico (HNO3) , tiene una masa molecular de: M = 1xA(H) + 1xA(N) 
+ 3x A (O) = 1x1 + 1x 14 +3x 16 = 63. Entonces un mol de moléculas de ácido nítrico 
es igual a 63 g. 
Entonces para calcular el valor de un mol de cualquier sustancia primero debemos sacar el 
valor de la masa molecular de esa sustancia y luego la expresamos en gramos. 
Resolver: 
1. Calcular el valor de un mol de las siguientes sustancias: 
a) 1 mol de Dióxido carbono ( CO2). 
b) 1 mol de Ácido sulfúrico ( H2 SO4). 
2. Cuál es el valor en gramos de las siguientes cantidades de estas sustancias: 
A modo de ejemplo: si queremos calcular el valor en gramos de 2,5 moles de agua. 
I. Debemos calcular la masa molecular del agua, que sabemos que es 18, ya lo 
hicimos. 
II. Si 1 mol tiene 18 g, cuanto tendrán 2,5 ….. 
III. Multiplicamos 18x 2,5 = 45 g 
 
a) 3,5 moles de hidróxido de calcio , Ca (OH)2 . 
b) 5 moles de Oxido Férrico, Fe2O3 . 
 
3. Puedo también averiguar cuantos moles de moléculas están contenidos en una cantidad 
en gramos de una sustancia, por ejemplo: Tengo 100 gramos de K2O , quiero saber a 
cuantos moles de moléculas equivale. 
 Primero debo sacar M del K2O que es: 2x 39 + 1x 16 = 78+16= 94 
 Luego planteo si 94 g ________________1Mol 
 100 g _______________ X = 100 g x 1 Mol = 1,06 moles 
94 
 ¿Si hubiéremos tenido 350 gramos de la misma sustancia cuantos moles 
teníamos? Resuélvelo…………….. 
 
Masa en gramos de una molécula. 
Esto se resuelve fácil sabiendo el valor de la masa de un mol de moléculas y el número de 
Avogadro. 
A modo de ejemplo veamos cual es la masa de una molécula de Agua. 
6,02 .1023 moléculas __________________ 18 g de H2O 
 1 molécula ___________________ X= 1 molécula x 18 g = 2,99.10-23 g 
 6,02 1023 moléculas 
Entonces, la masa de una molécula de agua es 2,99.10-23 g 
Calcular la masa de 1 molécula de las siguientes sustancias. 
a) H2 
b) O2 
c) CO2 
 
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d) ¿Cuál es la más pequeña, ósea la que tiene menor masa, de estas tres? 
e) ¿Cuál es la más grande de las tres? 
 
Volumen Molar 
A partir de la Hipótesis de Avogadro se puede deducir el volumen que ocupa un mol de 
moléculas de un gas en condiciones normales de temperatura y presión. Como le gases no tienen 
volumen propio y este se puede modificar variando la temperatura y la presión, los científicos 
han acordado como condiciones normales (CNTP) a la temperatura de 0°C y la presión de 1013,3 
hPa. 
Experimentalmente se determinó que 1 litro de Nitrógeno en CNTP pesa 1,25 gramos. A partir 
de este dato podemos calcular que volumen en CNTP ocupa un mol de moléculas de nitrógeno 
cuya masa es de 28 gramos. (Recordemos que el nitrógeno es biatómico, M=2x14= 28…. 1 mol 
=28 g. 
 1,25 g _____________________1Litro 
 28,0 g ____________________X = 28 g x 1L = 22,4 L 
 1,25 g 
 
Veamos el caso del Hidrogeno (H2) , se estableció que 2 Litros de el en CNTP tienen una masa de 
0,17856 gramos. Entonces, un mol de moléculas (2 g) en CNTP ocupa el siguiente volumen: 
 0,17856 g __________________ 2 L 
 2 g _________________ X = 2 g x 2 L = 22,4 L 
 0,17856 
LO mismo sucede con cualquier gas, se concluyó que el volumen en CNTP que ocupa 1 mol de 
moléculas es de 22,4 litros. Entonces: 
 
Volumen molar es el volumen ocupado por un mol de moléculas de cualquier 
sustancia en estado gaseoso y en condiciones normales de temperatura y presión 
(CNTP). Su valor es 22,4 L. 
 
Podemos también relacionar con lo dicho anteriormente que un mol de moléculas de cualquier 
sustancia tiene 6,02 .1023 moléculas. Entonces para todas las sustancias en estado gaseoso y en 
CNTP: 
 
1 mol de moléculas de cualquier sustancia = 6,02.1023 moléculas = 22,4 L (si es gas en CNTP) 
 
 
Actividades de Reconocimiento y Resolución de situaciones problemáticas. 
 
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1. La atomicidad es: 
a) La menor porción de una sustancia capaz de combinarse. 
b) El volumen que ocupa un átomo. 
c) El número de átomos que posee una molécula. 
 
2. La masa atómica es: 
a) El número de átomos presentes en un mol de átomos. 
b) La masa en gramos de un mol de átomos. 
c) La masa de un átomo. 
 
3. La u.m.a. , equivale a 1/12 partes de un atomo de : 
a) Hidrogeno. 
b) Carbono. 
c) Oxigeno. 
 
4. El volumen molar es: 
a) 34.2 L 
b) 11.2 L 
c) 22.4 L 
 
5. Las condiciones normales de temperatura y presión (CNTP)son: 
 
a) 0°C y 760hPa. 
b) 0°C y 1013 hPa. 
c) 25°C y 1013 hPa. 
 
6. El Numero de Avogadro es : 
a) 2,6 .1023 
b) 6,02.1024 
c) 6,20 .1023 
d) 6,02.1023 
 
7. El Mol es una unidad de: 
a) Masa. 
b) Concentración de masa. 
c) Cantidad de sustancia. 
 
8. La Masa Molecular expresada en gramos es: 
a) Volumen Molar. 
b) Numero de Avogadro. 
c) Mol. 
 
9. Calcular las masas moleculares de las siguientes sustancias: 
a) HCl. 
b) H2CO3 
c) Na2 SO4 
 
 
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10. Resolver: 
I. 
a) 7,5 moles de NaO equivalen a …………………………….gramos. 
b) 4,2 moles de HF equivalen a ……………………………….gramos. 
c) 2,2 moles de Fe(OH)3 equivalen a ………………………gramos. 
 
II. A cuantos moles de moléculas equivalen estas cantidades de sustancias. 
a) 50,0 gramos de H2O 
b) 100,0 gramos de CuO 
c) 120,0 gramos de K2 CO3 
 
III. Que Volumen en CNTP ocupan estos gases. 
a) 2 moles de moléculas de CO. 
b) 5 moles de moléculas de H2. 
c) 3 moles de moléculas de Cl2. 
 
IV. ¿Cuantas moléculas hay en 5 moles de moléculas de H2O? 
V. ¿Cuantas moléculas hay en 98 gramos de H2SO4? 
VI. ¿Cuantos moles de moléculas hay en 200 litros de Nitrógeno? 
VII. ¿A cuántos litros equivalen 500 gramos de SO2 (gas)?