Guía de Trabajo de Química

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INSTITUTO INTEGRADO DE COMERCIO – BARBOSA, SANTANDER 
GUÍAS DE TRABAJO ACADÉMICO 
Emergencia sanitaria COVID-19. 1° PERIODO 2021 
 
ASIGNATURA: Química. GRADO: ONCE 
 
ESTUDIANTE: _____________________________________________ GRADO: ______ 
 
DOCENTE JORNADA TELEFÓNO CORREO HORARIO 
JULIO CESAR DIAZ 
VELASCO 
MAÑANA 3117962485 jucedive45@gmail.com 
7:00 am-
12:30 pm 
LIBIA ASTRID 
RINCÓN AVELLA 
TARDE 3183767111 libiaastrid@gmail.com 
12:30 a 
7:00 pm 
MARGARITA 
VERANO CORTÉS 
MAÑANA 3134974724 mave5719@hotmail.com 
6:00 am-
12:15 pm 
 
TALLER # 1 
META DE 
COMPRENSIÓN 
Adquirir habilidad para balancear ecuaciones químicas por 
diferentes métodos 
DESEMPEÑO DE 
COMPRENSIÓN 
Balancea ecuaciones químicas por diferentes métodos 
 
 
DESARROLLO DE LAS SECUENCIAS O MOMENTOS 
 
MOMENTO 1. EXPLORACIÓN 
Actividad 1. Recuerde, Revise y Resuma creativamente la siguiente información: 
 
Una ECUACIÓN QUÍMICA es 
la representación gráfica o 
simbólica de una reacción, nos 
muestra la cantidad de 
sustancias o elementos que 
intervienen en la reacción. 
Los reactivos, representados 
por sus fórmulas o símbolos, 
se ubican a la izquierda de una 
flecha; y posterior a la flecha, se escriben los productos, igualmente simbolizados. 
En una ecuación se puede indicar los estados físicos de las sustancias involucradas de la 
manera siguiente: (s) para sólido, (l) para líquido, (g) para gaseoso y (ac) para soluciones 
acuosas. Los catalizadores, temperaturas o condiciones especiales deben especificarse 
encima de la flecha. 
Las ecuaciones químicas son importantes porque: 
• Permiten expresar de una forma simple las reacciones químicas. 
• Dan información cualitativa, es decir, nos dicen que sustancias reaccionan y cuales se 
forman. 
• Dan información cuantitativa, es decir, nos dicen cuántas moléculas de los reactantes 
intervienen en la reacción y cuantas se obtienen de los productos. 
 
Una REACCIÓN QUÍMICA consiste en el cambio de una o más sustancias en otra(s). Los 
reactantes o reactivos son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los 
productos (sustancias finales) son las sustancias 
que resultan de la transformación. 
Por ejemplo el H2 y el Cl2 reaccionan para 
originar un nuevo compuesto, el HCl. 
 
En la reacción representada en la imagen 
podemos observar que el H2 y el Cl2 son los 
reactivos y el HCl el producto. 
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Algunos ejemplos de reacciones químicas son la combustión de la gasolina en un carro, la 
transformación de los alimentos en sustancias asimilables para el cuerpo humano, la 
conversión del CO2 en carbohidratos y Oxígeno durante el proceso de la fotosíntesis, la 
formación de metano por la descomposición de la materia orgánica en los pantanos, la 
oxidación del Hierro entre otros. 
 
Actividad 2. Con base en lo anterior en las siguientes reacciones vas subrayar los reactivos 
con un color y los productos con otro 
a) 2 HgO → Hg + O2 b) N2 + 3 H2 → 2 NH3 
c) Mg + O2 → MgO d) MnO2 + Al → Al2O3 + Mn 
e) H2O → H2 + O2 
 
TIPOS DE REACCION QUIMICA 
 
Las reacciones químicas se pueden clasificar desde varios puntos de vista. 
• Teniendo en cuenta los procesos químicos ocurridos, se clasifican en reacciones de 
síntesis, de descomposición, de sustitución o de desplazamiento, doble descomposición, 
óxido-reducción y neutralización. 
• Teniendo en cuenta el sentido en el que se lleva a cabo una reacción, se clasifican en 
reacciones reversibles o irreversibles. 
• Teniendo en cuenta los cambios energéticos producidos, se clasifican en exotérmicas o 
endotérmicas. 
Reacciones según el intercambio de calor: Durante una reacción química puede producirse 
o liberarse energía. En este caso se habla de reacciones exotérmicas. Cuando, por el 
contrario, el sistema químico absorbe energía del medio para que una reacción pueda 
llevarse a término, se habla de reacciones endotérmicas. 
 
 
 
Actividad 3. Clasifique las siguientes reacciones según los tipos de reacciones descritos. 
a. 2 H2 + O2 2 H2O __________________________________ 
b. H2CO3 + 2 Na Na2CO3 + H2 ________________________ 
c. Ba(OH)2 H2O + BaO ______________________________ 
d. Ca(OH)2 + 2 HCl 2 H2O + CaCl2 _____________________ 
e. 2 Na + Cl2 2 NaCl ________________________________ 
 
Momento 2. ESTRUCTURACIÓN Y PRÁCTICA 
Actividad 4. Organice sus apuntes sobre el tema en un mapa mental o conceptual, o un 
cuadro sinóptico. 
 
BALANCEO DE ECUACIONES: Las ecuaciones químicas ajustadas o balanceadas 
obedecen la ley de conservación de masa, que establece que la masa no se crea ni se 
destruye, por lo cual el número y tipo de átomo en ambos lados de la flecha en una ecuación 
deben ser iguales. Para esto se antepone en cada una de las especies químicas un número, 
generalmente entero llamado coeficiente estequiométrico. Este número indica la proporción 
de cada especie involucrada y corresponde a la cantidad de materia que se consume o se 
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forma durante la reacción. Existen varios métodos para balancear ecuaciones químicas, 
pero los más utilizados son: 
• Tanteo o simple inspección. 
• Por oxido – reducción. 
• Por Ion electrón. 
 
1. BALANCEO POR MÉTODO TANTEO O SIMPLE INSPECCIÓN: Se efectúa por simple 
inspección visual y se puede utilizar para balancear ecuaciones sencillas. Se recomienda 
seguir el orden al balancear los elementos de la ecuación química: primero los metales, 
luego los no metales, después el hidrógeno y al final el oxígeno. Los pasos son: 
 
a. Escriba la ecuación sin balancear usando la fórmula química correcta para todos los 
reactivos y productos. 
b. Use coeficientes estequiométricos (números que se colocan al frente de cada fórmula 
química de reactivos y/o productos de acuerdo a la cantidad de átomos necesarios para 
balancear la ecuación. (Importante: las fórmulas químicas no cambian, permanecen 
igual). Por ningún motivo se pueden variar los subíndices en las fórmulas, pues se 
alteraría la composición química y la identidad de las sustancias. 
c. Exprese los coeficientes con los números enteros más bajos posibles. 
d. Verifique su resultado, determinando si la cantidad de átomos es igual en ambos 
 
Ejemplo: Ajustar la siguiente ecuación. 
C5H12 + O2 → CO2 + H2O Ecuación sin balancear 
REACTIVOS PRODUCTOS 
5 C 1 C 
12 H 2 H 
2 O 3 O 
 
En primer lugar contamos los átomos de cada 
elemento en los reactivos y en los productos, 
primero los metales, luego los no metales, 
después los hidrógenos y al final los oxígenos 
C5H12 + O2 → 5 CO2 + H2O Comience con carbono. Hay 5 átomos de C en 
el lado de reactivos y 1 C en los productos. 
Coloque un 5 al frente de CO2. 
C5H12 + O2 → 5 CO2 + 6 H2O Hay 12 átomos de H en los reactivos y 2 H en 
los productos. Coloque un 6 al frente de H2O. 
C5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2O Ahora los oxígenos, hay 2 átomos de oxígeno 
en los reactivos y 16 átomos de O en los 
productos. Coloque un 8 frente a O2. 
C5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2O 
REACTIVOS PRODUCTOS 
5 C 5 C 
12 H 12 H 
16 O 16 O 
 
Verifique que tiene los números enteros más 
bajos posibles en los coeficientes y sino 
simplifique. Compruebe el número de átomos 
en los reactivos y los productos. 
Ecuación balanceada 
 
Actividad 4. Balancee por Tanteo y encuentre los coeficientes estequiométricos para la 
siguiente ecuación. MnO2 + Al → Al2O3 + Mn 
 
2. MÉTODO DE BALANCEO DE ECUACIONES POR ÓXIDO-REDUCCIÓN o REDOX: Se 
denomina reacción de óxido-reducción o, simplemente, “Redox”, a toda reacción química 
en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio 
en sus estados de oxidación. Para que exista una reacción de óxidoreducción, por tanto, 
debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte: 
• El elemento que cede electrones se oxida, su número de oxidación disminuye y se 
denomina agente reductor. 
• El elemento que acepta electrones, aumentasu número de oxidación, se dice que se 
reduce y se denomina agente oxidante. 
• Los procesos de oxidación-reducción son de intercambio de electrones, por tanto, las 
ecuaciones químicas quedan balanceadas cuando el número de electrones cedidos por 
el agente reducto, sean los mismos que los aceptados por el agente oxidante. El número 
de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los 
números de oxidación de los elementos. 
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El siguiente cuadro destaca la terminología usada en los procesos de oxidación y reducción: 
TÉRMINO VARIACIÓN EN EL # DE OXIDACIÓN CAMBIO DE ELECTRONES 
oxidación aumenta pérdida 
reducción disminuye Ganancia 
agente reductor aumenta pierde 
Agente oxidante disminuye gana 
Sustancia reducida disminuye gana 
Sustancia oxidada aumenta pierde 
 
Ejemplo: Para la reacción: Ca + H2SO4 H2 + CaSO4 tenemos: 
 
PASOS PARA ESTE BALANCEO: 
Para ilustrar paso a paso el procedimiento a seguir, analizaremos la reacción entre el ácido 
nítrico y el ácido sulfhídrico con producción de óxido de nitrógeno, azufre y agua 
 
Paso 1: Asignar # de Oxidación 
 
H1+N5+O3
2- + H2
 1+S2- N2+O2- + S0 + H2
1+O2- 
 
Determinar el número 
de oxidación de cada 
elemento en reactivos y 
en productos. 
Paso 2: Semirreacciones 
 
N5+ + 3e- N2+ , se redujo (1) 
 
S2- S0 + 2 e- , se oxidó. (2) 
Observar cuales fueron los 
elementos que experimentaron 
cambios en su estado de oxidación 
y con ellos se plantean 
semirreacciones. 
Paso 3: Igualar la cantidad de electrones 
perdidos y ganados. 
 
 2 ( N5+ + 3e- N2+ ) 
 
 3 ( S2- S0 + 2 e- ) 
 
Igualar la cantidad de electrones 
perdidos y ganados. Para ello, se 
multiplica la ecuación (1) por el 
número de electrones perdidos en 
la ecuación (2) y la ecuación (2) 
por el número de electrones 
ganados en la ecuación (1). 
Reescribir la ecuación con los coeficientes 
estequimétricos 
 
2 HNO3 + 3 H2S 2 NO + 3 S + H2O 
Estos números no solo sirven para 
igualar los electrones, sino 
también como coeficientes en la 
ecuación balanceada. Así, el 
coeficiente del HNO3 y de NO será 
2 y el del H2S y S será 3. 
 
Paso 4: verificar coeficientes, balancear por tanteo 
 
2 HNO3 + 3 H2S 2 NO + 3 S + 4 H2O 
 
Verificar los coeficientes para las 
especies no contempladas en el 
paso anterior, es decir H y O. En 
caso de estar desbalanceados, se 
usa el método de tanteo. Así, 
vemos que en la parte izquierda 
hay 8 átomos de H, por lo que 
deberán formarse igualmente 4 
moléculas de H2O en el lado 
derecho 
 
Paso 5. Si es posible simplificar los coeficientes 
 
Actividad 5. Balancear por oxido-reducción I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O 
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Momento 3. TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN) 
 
Actividad 4. Copie y desarrolle el siguiente taller 
 
1. Expresa la reacción que se describe a continuación con una ecuación química: 
 
a) La combustión del gas propano o de cocina implica la reacción entre el propano y el 
oxígeno del aire para producir dióxido de carbono, agua y calor 
b) La formación de la lluvia ácida implica la reacción del trióxido de azufre con el agua para 
producir ácido sulfúrico. 
 
2. Reconoce e interpreta reactivo, productos y símbolos presentes en las siguiente 
ecuación: N2O5
(g) 200 °C NO2(g) + O2(g) 
 
3. Balancee por Tanteo y encuentre los coeficientes estequiométricos para cada una de las 
siguientes ecuaciones. 
a) HgO → Hg + O2 
b) N2 + H2 → NH3 
c) Mg + O2 → MgO 
d) MnO2 + Al → Al2O3 + Mn 
e) H2O → H2 + O2 
 
4. Escribe dentro del paréntesis la letra que corresponda a la respuesta correcta, anexa 
claramente el procedimiento empleado para su resolución en el caso necesario. 
 
( ) Corresponde al Número de Oxidación del Cromo en el compuesto llamado Dicromato 
de Sodio [Na2Cr2O7] 
a) 2+ b) 3+ c) 6+ d) 14+ 
 
( ) En orden de izquierda a derecha, los números de oxidación de cada elemento que 
forma la molécula del Sulfato de aluminio [Al2(SO4)3] son: 
a) 3+, 6+,2– b) 3+,4+,6– c) 3+ , 4+, 2– d) 2+, 3+, 2– 
 
( ) Es el número de oxidación del plomo en el Nitrato de plúmbico [Pb(NO3)4]. 
a) 2+ b) 4+ c) 4– d) 2– 
 
( ) Es el elemento que se oxida en la siguiente ecuación química: 
2 KMnO4 + 6 HCl + 5 H2S → 2 MnCl2 + 2 KCl + 5 S + 8 H2O 
 
a) El Azufre porque gana 5 electrones 
b) El Azufre porque pierde 2 electrones 
c) El Manganeso porque pierde 2 electrones 
d) El Manganeso porque gana 5 electrones 
 
( ) Es el agente oxidante de la ecuación: 
3 H2S + Na2Cr2O7 + 5 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 2 NaHSO4 + 3 S + 7 H2O 
 
a) H2S b) H2SO4 c) NaHSO4 d) Na2Cr2O7 
 
( ) Los coeficientes de la siguiente ecuación, al balancearla por el método de óxido 
reducción son, respectivamente: 
SO2 + Na2Cr2O7 + H2SO4 → Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O 
 
a) 3, 1, 1, 1, 1, 1 b) 1, 3, 3, 1, 1, 7 c) 3, 1, 3, 1, 1, 3 d) 3, 3, 9, 3, 3, 2 
 
( ) En la ecuación KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O, al quedar 
balanceada el coeficiente que corresponde al agua es: 
 
a) 2 b) 3 c) 5 d) 8 
 
( ) Son los coeficientes de la ecuación al balancearla por el método de óxido reducción: 
 
KMnO4 + Zn + H2SO4 KHSO4 + MnSO4 + ZnSO4 + H2O 
 
a) 2, 5, 9, 2, 2, 5, 8 b) 2, 5, 18, 2, 2, 5, 16 
c) 5, 5, 9, 2,4, 5, 18 d) 2, 5, 18, 2, 2, 5, 16 
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ASIGNATURA: Química. GRADO: ONCE 
 
TALLER # 2 
META DE 
COMPRENSIÓN 
Ejercitar los principios estequiométricos y realizo ejercicios 
aplicando diferentes relaciones 
DESEMPEÑO DE 
COMPRENSIÓN 
Realiza cálculos con diferentes relaciones estequiométricas 
 
 
DESARROLLO DE LAS SECUENCIAS O MOMENTOS 
 
MOMENTO 1. EXPLORACIÓN 
Actividad 1. Resuma creativamente la siguiente información. 
 
CONCEPTOS GENERALES BÁSICOS 
 
1. El Mol: Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el 
número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C. Se ha demostrado que este 
número es: 6,0221367 x 1023. Se abrevia como 6,02 x 1023, y se conoce como número de 
Avogadro. 
 
2. Pesos atómicos y moleculares: Los subíndices en las fórmulas químicas representan 
cantidades exactas. La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua 
está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. 
 
3. La escala de masa atómica: Los átomos de elementos diferentes tienen masas 
diferentes. Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos 
constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 
gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno. Un poco más tarde los químicos descubrieron 
que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O. Por tanto, nos 
encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de 
Oxígeno. De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo 
de H. Un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24 gramos, que el átomo de 
oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos. Si en vez de los valores en gramos 
usamos la unidad de masa atómica (uma), sirve más para trabajar con números pequeños. 
La unidad de masa atómica uma, no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al 
isótopo 12C del carbono (masa = 12 uma). Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno 
(1 H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16 O) es de 15,995 uma. Una 
vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor 
correcto a las uma: 1 uma = 1,66054 x 10-24 gramos y al revés: 1 gramo = 6,02214 x 1023 
uma. 
 
4. Masa atómica promedio: la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como 
una mezcla de isótopos. Podemos calcularla masa atómica promedio de un elemento, si 
sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo. 
Ejemplo: El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y 1,108% de 
13C y una cantidad despreciable de 14C. Por lo tanto, la masa atómica promedio del 
carbono será: (0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma 
La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico, y es el valor 
que se da en las tablas periódicas. 
 
5. Masa Molar: Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma. Un átomo de 24g tiene una 
masa de 24 uma, La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es 
numéricamente igual a su peso fórmula (en uma). 
 
6. Peso molecular y peso fórmula: El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos 
atómicos de cada átomo en su fórmula química 
Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de: [2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 
uma)] = 18,01528 uma. Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 
gramos. 
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Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula 
del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6. Por lo tanto, el peso fórmula y el 
peso molecular de la glucosa será: [6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 
uma)] = 180,0 uma 
 
7. Composición porcentual a partir de las fórmulas: A veces al analizar una sustancia, es 
importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto. 
Usaremos de ejemplo al metano: CH4 
Peso fórmula y molecular: PM CH4 = [1 x (12,011 uma)] + [4 x (1,008uma)] = 16,043 uma 
%C = 1 x (12,011 uma)/16,043 uma = 0,749 = 74,9% 
%H = 4 x (1,008 uma)/16,043 uma = 0,251 = 25,1% 
 
8. Interconversión entre masas, moles y número de partículas: Es necesario rastrear las 
unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles. A esto lo conocemos 
formalmente con el nombre de análisis dimensional. 
Ejemplo: Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio 
Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2 Masa atómica del Ca = 40,078 uma, Masa 
atómica del Cl = 35,453 uma 
Peso fórmula del CaCl2 = (40,078 uma) + 2(35,453 uma) = 110,984 uma, entonces, un mol 
de CaCl2 tendrá una masa de 110,984 gramos. 
Y entonces, 1,5 moles de CaCl2 pesarán: (1,5 mol)x(110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos 
 
9. Fórmula empírica a partir del análisis elemental: Una fórmula empírica nos indica las 
proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto. Estas proporciones son 
ciertas también a nivel molar. 
Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. De la misma 
manera, 1,0 mol de H2O está compuesta de 2,0 moles de átomos de hidrógeno y 1,0 mol 
de átomos de oxígeno. 
También podemos trabajar a la inversa a partir de las proporciones molares: Si conocemos 
las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula 
empírica. 
 
Ejemplo: El mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73,9% de mercurio y 26,1% 
de cloro en masa. ¿Cuál es su fórmula empírica? Supongamos que tenemos una muestra 
de 100 gramos de este compuesto. Entonces la muestra tendrá 73,9 gramos de mercurio y 
26,1 gramos de cloro. 
¿Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales? 
Para el mercurio: (73,9 g) x (1 mol / 200,59 g) = 0,368 moles. 
Para el cloro: (26,1 g) x (1 mol / 35,45 g) = 0,736 mol 
¿Cuál es la proporción molar de los dos elementos? 
Para el mercurio: ( 0,368 mol Hg / 0,368 mol ) = 1,0. 
Para el cloro: ( 0,736 mol Cl / 0,368 mol ) = 2,0. Es decir, tenemos el doble de moles (o sea 
de átomos) de Cl que de Hg. 
La fórmula empírica del compuesto sería: HgCl2 
 
10. Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica: La fórmula química de un compuesto 
obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la 
fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso 
molecular del compuesto. La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la 
fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica). 
 
Ejemplo: La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40,92 % de C y 4,58 % de H, en masa. El 
resto, hasta completar el 100%, es decir el 54,50 %, es de O. El peso molecular de este 
compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula 
empírica? 
• En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos: 
40,92 gramos de C, 
4,58 gramos de H, 
54,50 gramos de O 
• Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así: 
(40,92 g de C) x (1 mol/12,011 g) = 3,407 moles de C 
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(4,58 g de H) x (1 mol/1,008 g) = 4,544 moles de H 
(54,50 g de O) x (1 mol/15,999 g) = 3,406 moles de O 
• Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más 
pequeña (en este caso 3,406 o sea la del oxígeno): 
C = 3,407 moles/3,406 moles = 1,0 
H = 4,544 moles/3,406 moles = 1,333 
O = 3,406 moles/3,406 moles = 1,0 
• Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa 
de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que 
normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero. 1,333 es como 1 y 1/3, 
así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores 
enteros para todos los átomos. C = 1,0 x 3 = 3 H = 1,333 x 3 = 4 O = 1,0 x 3 = 3 
Es decir C3H4O3 
 
• Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. Pero, ¿y la fórmula molecular? 
Nos dicen que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma. 
• ¿Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica? 
(3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062 uma 
 
• El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor 
experimental. ¿Cuál será la proporción entre los dos valores? 
(176 uma / 88,062 uma) = 2 
• Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si 
multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta. 
• Entonces, la fórmula molecular será: 2 x C3H4O3 = C6H8O6 
 
 
Momento 2. ESTRUCTURACIÓN Y PRÁCTICA 
 
Actividad 2. Organice sus apuntes sobre el tema en un mapa mental o conceptual, o un 
cuadro sinóptico. 
 
ESTEQUIOMETRÍA. LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS, Del griego στοιχειον, (stoicheion), 
letra o elemento básico constitutivo y μετρον (métron), medida. La Estequiometría es la 
parte de la química que se ocupa del estudio de las cantidades de las especies que forman 
parte de un compuesto; o bien, la cantidad de reactivos y productos que participan en una 
reacción química; es decir, de las proporciones en que se combinan las sustancias, 
basándose para su estudio en algunas leyes llamadas ponderales. 
 
 
CÁLCULOS BASADOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS: Las relaciones de una 
ecuación química pueden expresarse como relaciones de moléculas, de moles y de masas, 
así como de volúmenes cuando están implicados gases. Mediante el ejemplo que se 
presenta a continuación se ilustra la clase de información que puede inferirse a partir de 
una ecuación química. La reacción muestra la oxidación del dióxido de azufre: 
2SO2(g) → 1 O2(g) + 2SO3(g) 
Observemos ahora la información que se puede inferir a partir de la ecuación anterior. 
 
De la información se deduce que una ecuación química balanceada, contiene la información 
necesaria para predecir cuál será la cantidad de reactivo que se necesita para preparar una 
cierta cantidad de producto, o bien, cuánto producto se obtiene a partir de cierta cantidad 
CADA PUEDE RELACIONARSE CON PARA DAR 
2 moléculas de SO2 1 molécula de O2 2 moléculas de SO3 
2 moles de SO2 1 mol de O2 2 moles de SO3 
128 g de SO2 32 g de O2 160 g de SO3 
44,8 L de SO2 
(medidos a 0°C y 1 atm) 
22,4 L de O2 44,8 L de SO3 
2 volúmenes de SO2 
(medidos a 0°C y 1 atm) 
1 volumen de O2 2 volúmenes de SO3 
9 
 
 
 
de reactivo. Estos cálculos que se pueden realizarcon las reacciones químicas se 
denominan cálculos estequiométricos y se basan en las LEYES PONDERALES. 
 
LEYES PONDERALES. Son las leyes usadas en la ESTEQUIOMETRÍA que nos ayudan 
a comprender mejor la misma y poder realizar los cálculos necesarios para cualquier tipo 
de problema, algunas son: Ley de Conservación de la materia, Ley de Proust (de las 
proporciones constantes o definidas) y Ley de las proporciones definidas. 
 
1. Ley de la conservación de la masa: Lavoisier generalizó sus resultados a todas las 
reacciones químicas, enunciando la llamada ley de la conservación de la masa, que 
puede formularse de la siguiente manera: “En toda reacción química, la masa total de 
las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos de la reacción.” 
 
2. Ley de las proporciones definidas: Cuando se hacen reaccionar dos elementos químicos 
para formar un determinado compuesto, dichos elementos siempre reaccionan en la 
misma proporción (2 g de hidrógeno por cada 16 g de oxígeno forman un mol de agua), 
de tal manera que si uno de estos elementos se encuentra en exceso con relación al 
otro, este exceso no tomará parte en la transformación. “Las proporciones en las que se 
encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e 
independientes del proceso seguido para su formación.” 
Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la composición porcentual de un 
compuesto, misma que para cualquier cantidad de sustancia permanece constante; 
esto es, el porcentaje que representa cada elemento dentro de la molécula no cambia; 
sin importar el tamaño de la muestra. 
 
3. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples: Proust y muchos químicos de su época 
encontraron compuestos formados por los mismos elementos, que tenían distinta 
composición. Con esta información dedujo la ley de las proporciones múltiples que se 
enuncia así: “Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija 
de otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos” 
 
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS: Para resolver problemas que impliquen cálculos 
estequiométricos se precisan cuatro etapas: primero, se escribe la ecuación química 
balanceada, luego, se convierte a moles la información suministrada en el problema, a 
continuación se analizan las relaciones molares en la ecuación química y finalmente, se 
pasa de moles a la unidad deseada. 
 
EJEMPLO: ¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen completamente 24 g 
de metano, CH4? 
 CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O 
1 mol 2 mol 1mol 2 mol 
16 g 64g 44 g 36 g 
 
Interpretando la información anterior tenemos que 16 g de metano reaccionan con 64 g de 
oxígeno, por lo que se puede establecer la siguiente relación: 
 
Primero, se transforman los 24 g de metano en moles: 
 
 
Teniendo en cuenta la relación molar de la ecuación: 
 
 
 
 
x Moles de CH4 = 24 g de CH4 x 
1 mol de CH4 
= 1,5 moles de CH4 
16 g de CH4 
 
1 mol de CH4 
x 
1,5 moles de CH4 
 
2 moles de O2 2 moles de O2 
x Moles de O2 = 1,5 moles de CH4 x 
2 moles de O2 
= 3 moles de O2 
1 mol de CH4 
10 
 
 
 
Por último, se transforman los moles de oxígeno a unidades de masa: 
 
 
Los pasos anteriores se pueden efectuar en uno solo: 
 
 
96 g de O2 
 
 
CÁLCULOS CON REACTIVO LÍMITE: Generalmente en el laboratorio es difícil tomar las 
cantidades precisas de cada uno de los reactivos para las diferentes experiencias, 
ocasionando el exceso de uno de los reactivos. Los cálculos para determinar la cantidad de 
producto esperado se realizan teniendo en cuenta la sustancia que se consume en forma 
total o reactivo límite. 
 
EJEMPLO: Se hacen reaccionar 15 g de NaOH con 15 g de HCl para producir agua y 
cloruro de sodio. ¿Cuántos gramos de NaCl se obtienen?. 
La ecuación equilibrada es: NaOH + HCl → NaCl + H2O 
 
Lo primero que se debe hacer es determinar cuál es el reactivo límite. De acuerdo con la 
ecuación tenemos que: NaOH + HCl → NaCl + H2O 
 
39,98 g de NaOH se combinan con 36,45 g de HCl 
15 g de NaOH se combinarán con X g de HCl 
 
X g de HCl 15 g de NaOH x 36,45 g de HCl 13,67 g de HCl 
 39,98 g de NaOH 
 
Significa que en la reacción únicamente 15 g de NaOH requieren combinarse con 13,67 g 
de HCl, quedando en exceso 1,33 g de HCl. Por tanto, el reactivo límite es el NaOH y con 
esa cantidad problema debemos determinar la cantidad de producto obtenido: 
 
39,98 g de NaOH producen 58,43 g de NaCl 
15 g de NaOH producirían X g de NaCl 
 
X g de NaCl 15 g de NaOH x 58,43 g de HCl 21,92 g de HCl 
 39,98 g de NaOH 
 
EJERCICIOS DE APLICACIÓN 
1. Responder teniendo en cuenta la siguiente reacción C3H8 + O2 → CO2 + H2O 
Balancea la ecuación y responde las siguientes preguntas: 
a. La relación de moles de O2 a moles de propano (C3H8) es… 
b. La proporción en masa entre O2 y C3H8 es… 
c. Con 3 moles de propano (144 g C3H8) la masa de O2 requerida para utilizar todo el 
propano, así como el CO2 producido son… 
d. ¿El reactivo límite de la pregunta anterior es? 
e. ¿La cantidad de CO2 producida en el ejercicio es? 
 
Momento 3. TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN) 
Actividad 4. Copie y desarrolle la siguiente evaluación. 
 
Resuelva los siguientes ejercicios: 
 
1. Si 50g de una sustancia reaccionan exactamente con 30g de otra, ¿qué masa tendrán 
los productos de esa reacción? ¿Por qué? 
 
2. Para formar 32,5g de una sustancia AB se requieren se utilizan 13,2g de la sustancia 
A. ¿Cuántos gramos de la sustancia B se requieren? 
 
g de O2 = 3 moles de O2 x 
32 g de O2 
= 96 g de O2 
1 mol de O2 
g de O2 = 24 g de CH4 x 
1 mol de CH4 
x 
2 moles de O2 
x 
32 g de O2 
16 g de CH4 16 g de CH4 1 mol de O2 
11 
 
 
 
3. En una industria productora de dióxido de carbono se está realizando una prueba con 
un reactor pequeño. Se le suministran al reactor 220 g de gas propano C3H8 y 1600 g de 
oxígeno O2 para una reacción de combustión completa, 
a). Los moles que se agregan de cada reactivo son: 
b). Si el propano estuviera en exceso, ¿Cuánto propano reaccionaría con todo el 
oxígeno? ¿Cuál es el reactivo límite? ¿Cuánto se produce de CO2 
 
4. Qué cantidad de peróxido de sodio en gramos y moles es necesario poner a reaccionar 
con agua para obtener 300 g de oxígeno. Na2O2 + H2O NaOH + O2 
 
5. Cuántos gramos de HCl reaccionan con 28.2 gramos de hidróxido de bario de acuerdo 
con la siguiente reacción Ba(OH)2 + HCl BaCl2 + H2O 
 
 
6. Al hacer reaccionar la plata con el ácido nítrico se produce una reacción de oxidación: 
¿Cuántos moles de NO2 se producirán cuando reaccionan 0,5 moles de HNO3? Ag + 
HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O 
 
7. La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de 
carbono: ¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10,0 g de glucosa? 
C6H12O6(ac) C2H5OH(ac) + CO2(g) 
 
8. El octano se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: 
2C8H18 + 25O2 16CO2 + 18H2O ¿Cuántos gramos de CO2 se producen 
cuando se queman 5 g de C8H18? 
 
9. El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: 
C2H5OH + 3O2 2CO2+ 3H2O ¿cuántos moles de CO2 se producen cuando 
se queman 3.00 mol de C2H5OH de esta manera? 
 
 
TALLER # 3 
META DE 
COMPRENSIÓN 
Identifico condiciones de equilibrio en las soluciones químicas e 
Interpreto el concepto de pH y resuelvo ejercicios 
DESEMPEÑO DE 
COMPRENSIÓN 
• Identifica propiedades y resuelvo ejercicios sobre unidades de 
concentración de las soluciones 
• Resuelve ejercicios sobre pH 
DESARROLLO DE LAS SECUENCIAS O MOMENTOS 
 
MOMENTO 1. EXPLORACIÓN 
Actividad 1. Represente creativamente la siguiente información: 
 
El inicio del café como bebida se remonta al siglo XVII,sin embargo, para tomarlo era 
necesario hacerlo a partir de los granos secos de la planta. No fue sino hasta el siglo XX 
que surgen los primeros procesos para hacer el café soluble. En 1901, el científico 
estadounidense Satori Kato patentó el invento del café soluble, y en 1938 la empresa Nestlé 
lo sacó al mercado con la marca Nescafé, para abastecer los ejércitos en la II Guerra 
mundial. Hoy en día es el segundo producto más comercializado en el mundo. El café 
soluble es una disolución acuosa de los componentes de los granos de la planta a la cual 
se le elimina el agua quedando el polvo café que conocemos comercialmente. Cuando 
hacemos el café en casa, lo que hacemos es volver a formar la disolución inicial. 
 
Actividad 2. Responde las siguientes preguntas: 
a) ¿Te imaginas si aún fuese necesario ir a la planta para tomar una taza de café? 
b) ¿crees que la tecnología ha facilitado la obtención de los alimentos? 
 
Momento 2. ESTRUCTURACIÓN Y PRÁCTICA 
 
SOLUCIÓN QUÍMICA es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia 
disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad, en 
comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente, en cualquier 
discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus 
12 
 
 
 
composiciones, esto es, las cantidades relativas de soluto y solvente. También se le puede 
nombrar como disolución. 
 SOLUCIÓN: SOLUTO + SOLVENTE 
 
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad 
de solvente. 
 
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan: 
1. Su composición química es variable. 
2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran. 
3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición 
de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de 
congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste. 
 
PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LA SOLUBILIDAD: es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una 
cantidad dada de solvente a una determinada temperatura. 
 
Factores que afectan la SOLUBILIDAD: 
a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor 
superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez (pulverizando el soluto). 
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman 
del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución 
c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas 
y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su 
superficie disolviéndose. 
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional 
 
Clases de disoluciones: De acuerdo con la concentración de las soluciones, ellas pueden 
ser analizadas en términos cualitativos y cuantitativos dependiendo de su estado: 
 
A. Disoluciones empíricas o Cualitativas: No toman en cuenta la cantidad numérica de 
soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la 
siguiente manera: 
a. Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en 
mínima proporción en un 
volumen determinado. 
b. Disolución concentrada: Tiene una 
cantidad considerable de soluto en 
un volumen determinado. 
c. Disolución insaturada: No tiene la 
cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dados. 
d. Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y 
presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente. 
e. Disolución sobresaturada: es la solución en la cual no es posible disolver más soluto. 
 
Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto, esta solución es 
enfriada lentamente y no se le perturba, ósea puede retener un exceso soluto pasando a 
ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier 
perturbación, este soluto en exceso se precipitará y la solución quedará saturada. 
SOLUCIÓN SOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS 
Gaseosa Gas Gas Aire 
Liquida Liquido Liquido Alcohol en agua 
Liquida Liquido Gas O2 en H2O 
Liquida Liquido Sólido NaCl en H2O 
13 
 
 
 
B. Disoluciones valoradas o Cuantitativas: A diferencia de las disoluciones empíricas, las 
disoluciones valoradas cuantitativas, sí toman en cuenta las cantidades numéricas exactas 
de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy 
utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta 
precisión. 
 
 
La CONCENTRACIÓN de una disolución se puede expresar de diversas maneras: 
 
A. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN o unidades de concentración 
porcentuales, es decir, aquellas que me dan el porcentaje del soluto en la disolución. 
 
a. Porcentaje Masa a Masa (%m/m): Expresa la 
cantidad de gramos de soluto que existen por 
cada 100 gramos de disolución 
 
EJEMPLO: Por ejemplo, si se disuelven 10 g de NaCl en 90 g de agua, ¿cuál es el 
porcentaje en masa de la sal? 
 
DATOS: 
Soluto: 10 g de NaCl solvente: 90 g de agua 
masa de la solución: 10 g de NaCl + 90 g de agua = 100 g de solución. 
 
Luego remplazamos en la fórmula: 
 
 
 
b. Porcentaje masa a Volumen 
(%m/v): Relaciona la masa del soluto por cada 
100 unidades de volumen de la solución. 
 
EJEMPLO: calculemos el % m/v cuando preparamos una taza de café (200 mL) a partir 
de 1 cucharadita de café (1,8 g) y completamos hasta 200 mL con agua. 
 
DATOS: 
Masa del Soluto: 1.8 g de café volumen de la solución: 200 ml 
 
Luego remplazamos en la fórmula: 
 
 
a. c. Porcentaje volumen a volumen 
(%v/v): Expresa el volumen de soluto por cada 
100 unidades de volumen de la solución. Se 
suele usar para mezclas líquidas o gaseosas. 
 
 
EJEMPLO: Se disuelven 40 ml de alcohol en agua, formando 200 ml de solución. ¿Cuál 
será el % v/v de dicha mezcla? 
DATOS: 
Masa del Soluto: 40 ml de alcohol volumen de la solución: 200 ml 
Luego remplazamos en la fórmula: 
 
 
d. Partes por millón: expresa el número de 
partes, masa o volumen del soluto presentes 
en un millón de partes de solución. Las ppm 
son también los mg de una sustancia en un 
litro, expresado de otra forma, (mg/L) 
% m/m = 
10 g de NaCl 
x 100 = 10% m/m 
100 g de solución 
% m/v = 
1,8 g de Café 
x 100 = 0,9 % m/v 
200 mL de sln 
% v/v = 
40 ml de alcohol 
x 100 = 20 % v/v 
200 mL g de sln 
14 
 
 
 
Por ejemplo, ¿cuál será la concentración, en ppm, de una muestra de 0,350 L de solución 
de fluoruro de sodio en agua, que contiene 0,7 mg de esta sal disuelta? 
 
DATOS: 
Masa del Soluto: 0,7 mg de NaF volumen de la solución: 0,350 L de solución 
 
Luego remplazamos en la fórmula: 
 
 
 
B. UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN son las unidades que utilizan al 
“mol”, como unidad química relevante en la formación de disolución. Siendo la 
Molaridad, la más utilizada en el estudio químico. 
 
b. e. Molaridad (M): es la cantidad de sustancia o 
cantidad de moles (n) de soluto que hay en 
1 L de disolución. 
 
 
EJEMPLO: Calcular la Molaridad de una disolución de 0,250 L en la que está disueltos 30 
gramos de cloruro sódico (NaCl). Datos: pesos atómicos Na = 23, Cl = 35,45. 
 
DATOS: 
• masa del soluto 30 g de NaCl 
• volumen de la solución 0,250 L 
• Peso molecular del NaCl = 23 + 35,45 = 58,45 gramos / mol 
 
Hallamos el número de Moles de NaCl = ? lo mismo que n de NaCl 
 
Luego remplazamos en la fórmula: 
 
 
c. f. Normalidad (N): se define como el número de peso 
equivalente de soluto expresado en gramos por litro de solución 
 
 
Cálculo del nº de Equivalentes Químicos (EQ): 
 
 eq de un ácido = Peso molecular / nº de H+→ eq de H2SO4 = 98 / 2 = 49 gramos eq de una base = Peso molecular / nº de OH- → eq de NaOH = 40 / 1 = 40 gramos 
 eq de una sal = Peso molecular / carga del catión o anión → eq de Na2CO3 = 106 / 2 = 53 
gramos 
 
EJEMPLO: ¿Cuál será la normalidad de una solución de NaOH que contiene 8 g de NaOH 
en 200 mL de solución? 
DATOS: 
• masa del soluto 8 g de NaOH 
• volumen de la solución 200 mL de solución 
• eq de NaOH = 40 / 1 = 40 gramos 
 
1. En primer lugar, vamos a calcular el peso equivalente gramo del NaOH: 
 
 
 
 
 
ppm = 
0,7 mg de NaF 
= 2 ppm 
0,350 L de sln 
Moles de NaCl = 
masa soluto 
= 
30 g de NaCl 
= 0,51 moles de NaCl 
peso molecular sto 58,45 g / mol 
M = 
0,51 moles de NaCl 
= 2,04 M 
0,250 L de sln 
1 peq-g de NaOH = 
masa molecular del NaOH 
= 
40 g de NaOH 
= 40 g 
1 OH 1 
15 
 
 
 
2. Como se tienen 8 g de NaOH, entonces el número de equivalentes presentes será: 
 
 
3. Ahora expresamos el volumen de solución en litros así: 
 
 
 
 
Luego remplazamos en la fórmula: 
 
 
La concentración de la disolución es 1 normal (1 N). 
 
g. Molalidad (m) o concentración molal (m): corresponde a la 
cantidad de sustancia o moles (n) de soluto en 1 kg de 
disolvente. 
 
 
EJEMPLO: calcular la molalidad de una disolución de ácido sulfúrico H2SO4 siendo la masa 
del disolvente de 6 Kg y la cantidad de ácido de 60 gramos. PM del H2SO4 = 98 g / mol. 
 
DATOS: 
• masa del soluto 60 gramos de H2SO4 
• masa del disolvente 6 Kg 
• Peso molecular del del H2SO4 = 98 g / mol. 
 
Hallamos el número de Moles de H2SO4= ? 
 
Luego remplazamos en la fórmula: 
 
 
h. La fracción molar (X): es la relación entre la 
cantidad de materia (mol) del soluto y la cantidad de 
materia (mol) total (n soluto + n disolvente) 
 
 
EJEMPLO: Calcular la fracción molar de cada componente de una disolución de 40 
gramos de alcohol etílico (CH3CH2OH) y 100 gramos de agua: 
 
DATOS: 
• masa del soluto 40 gramos de alcohol etílico (CH3CH2OH) 
• masa del disolvente 100 gramos de agua 
• Peso molecular del CH3CH2OH = 46 g / mol 
• peso molecular del agua = 18 g / mol 
 
Hallamos el número de Moles de CH3CH2OH y del agua 
 
 
 
 
moles totales disolución = 0,87 moles + 5,56 moles = 6,43 moles 
# eq-g de NaOH = 8 g de NaOH x 1 eq de 
NaOH 
= 0,20 eq-g de NaOH 
40 g 
V de solución (L) = 
200 mL de sln x 1 L 
= 0,2 L 
1000 mL 
N = 
# eq-g de NaOH 
= 
0,20 eq-g de NaOH 
= 1 N 
Volumen de la solución 0,2 L 
Moles de H2SO4 = 
masa soluto 
= 
60 gramos de H2SO4 
= 0,61 moles H2SO4 
peso molecular sto 98 g / mol 
m = 
0,61 moles de H2SO4 
= 1,02 molal 
6 Kg de disolvente 
Moles de CH3CH2OH = 
40 g de CH3CH2OH 
= 0,87 moles CH3CH2OH 
46 g / mol 
Moles de H2O = 
100 g de H2O 
= 5,56 moles H2O 
18 g / mol 
16 
 
 
 
Luego remplazamos en la fórmula: 
 
 
 
La suma de fracciones molares debe dar 1: 
 
X SOLUCIÓN = X ALCOHOL ETÍLICO + X AGUA = 0,14 + 0,86 = 1 
 
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES 
 
Descenso de la presión de vapor: Cuando se prepara una solución con un disolvente puro 
y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con 
la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura), se observa que 
la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del 
soluto no volátil. 
A su vez, cuando se comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual 
composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor 
presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues 
es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por 
cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el 
cambio. 
Descenso crioscópico: El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo 
el líquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a 
presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares 
fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender 
su punto de congelación. 
Aumento ebulloscópico: Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en 
el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica 
ebulle a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados 
centígrados. 
Presión osmótica: La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de 
menor hacia zonas de mayor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como 
una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una 
solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por 
una membrana semipermeable 
 
Momento 3. TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN) 
 
Actividad 4. Copie y desarrolle el siguiente taller 
 
A. Responda las preguntas 1 y 2 de acuerdo con la siguiente información. 
 
Se tienen 4 tubos: 
 
 
 
 
 
 
 
El ácido reacciona con los metales, observándose desprendimiento de burbujas (de 
hidrógeno) mientras disminuye la cantidad de metal a través del tiempo, a diferente 
velocidad en cada tubo. De las observaciones, se establece que el orden de velocidad de 
reacción del ácido con los metales de mayor a menor es: Mg, Zn, Fe y Cu 
 
X ALCOHOL ETÍLICO = 
# moles de CH3CH2OH 
= 
0,87 moles 
= 0,14 
# moles de la solución 6,43 moles 
X AGUA = 
# moles del agua 
= 
5,56 moles 
= 0,86 
# moles de la solución 6,43 moles 
http://es.wikipedia.org/wiki/Volatilidad_(qu%C3%ADmica)
http://es.wikipedia.org/wiki/Cristalizaci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Motor
http://es.wikipedia.org/wiki/Autom%C3%B3vil
http://es.wikipedia.org/wiki/%C2%B0C
http://es.wikipedia.org/wiki/Sustancia_qu%C3%ADmica
http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_congelaci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Ion
http://es.wikipedia.org/wiki/Ebullici%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_ebullici%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93smosis
17 
 
 
 
1. De lo anterior, es correcto afirmar que el factor que afecta la velocidad de reacción en el 
experimento es la 
A. concentración B. temperatura 
C. naturaleza de los reaccionantes D. presencia de catalizadores. 
 
2. En general, la temperatura afecta, en forma directa la velocidad de reacción. Si el 
experimento se realiza 3 veces, primero a 90°C, después a 20° C y por último a 0°C, lo 
más probable es que la velocidad de reacción sea 
 
A. igual en los tres casos B. mayor cuando se realiza a 90°C 
C. menor cuando se realiza a 90°C D. igual, a 20°C y a 0°C. 
 
B. Desarrollar los siguientes ejercicios concentración de soluciones 
 
1. Una disolución de azúcar en agua, contiene 20 g de azúcar en 70 g de disolvente. 
Expresar la disolución en % m/m. 
2. Una disolución salina contiene 30g de NaCl en 80 ml de disolución. Calcular su 
concentración en % m/v. 
3. Calcular la concentración en volumen de una disolución alcohólica, que contiene 15 ml 
de alcohol disueltos en 65 ml de disolución. 
4. Si se tiene una disolución que contiene 40 g de agua y 10 g de sacarosa ¿Cuál es el 
porcentaje en masa de sacarosa? 
5. 5,0 g de un soluto, se disuelven en agua suficiente como para completar 150 g de 
disolución. Calcula el % m-m de la disolución. 
6. Determina la concentración m-m de una dilución de HNO3 al 60% m-v y d = 1530 g/L. 
7. Una muestra de 5,0 mL de suero sanguíneo contiene 0,00812 g de glucosa, calcula el 
% m-v de la muestra. 
8. Una muestra de vinagre contiene 6,10 % m-m de ácido acético. ¿Cuántos g de ácido 
acético están contenidos en 0,750 L de vinagre? La densidad del vinagre es 1,01 g/ml. 
9. Se mezclan 200 g de una disolución de Sulfato de Sodio (Na2SO4) al 10% m-m 
y d =1,09 g/ml con 120 ml de otra disolución de la misma sal al 28% m-m y d=1,23 g/ml. 
Determina: 
a) Concentración m-m de ladisolución final. 
b) Concentración m-v de la disolución final. 
c) Densidad de la disolución final. 
13. Calcular las ppm de 80 mg de ion sulfato (SO4
2−) en 5 litros de agua. 
14. Calcular la molalidad de una disolución de 95 gramos de ácido nítrico (HNO3) en 2,5 
litros de agua. 
15. Calcular la molalidad de una disolución de 90 gramos de glicerina (C3H8O3) en 200 
gramos de agua 
16. Calcular la molaridad de una disolución de 250 ml en la que está disueltos 30 gramos 
de cloruro sódico (NaCl). 
17. Calcular los gramos de hidróxido de sodio (NaOH) de 350 ml de disolución 2 M. 
18. Calcular la molaridad de 5 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) en una disolución de 200 
cm3. 
19. ¿Qué disolución contiene mayor cantidad de ácido sulfúrico H2SO4, una 1 N o una 0,5 
M? Razona la respuesta. 
20. Calcular la cantidad de NaOH necesaria para preparar medio litro de disolución 4,5 N. 
(Dato: peso molecular del NaOH = 40). 
21. Calcular la normalidad de una disolución de HCl que contiene 100 gramos de soluto en 
3 litros de disolución.). 
 
NOTA: EN CADA UNA DE LAS METAS DE COMPRENSIÓN: EL DESARROLLO DE LAS 
ACTIVIDADES DEL MOMENTO 1 Y 2 TIENEN UN VALOR DEL 50%, Y EL TALLER 
EVALUATIVO DEL MOMENTO 3 TIENE VALOR DEL OTRO 50% 
Una máquina puede hacer el trabajo de 50 hombres corrientes. Pero no existe ninguna 
máquina que pueda hacer el trabajo de un hombre extraordinario. 
Elbert Hubbard (1856-1915) Ensayista estadounidense.