Química - Educación Media
7 Dominios | ECEP 2025
1 DISOLUCIONES
Conocimiento Previo: Tabla Periódica y Propiedades
Recuerda: Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares debido a su configuración electrónica externa.
1.1. Concentración de Disoluciones
📌 Unidades de Concentración - COMPLETO:
| Unidad | Fórmula | Uso/Aplicación | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Molaridad (M) | M = mol soluto / L disolución | Química analítica, titulaciones | 2 mol NaCl en 1L → 2M |
| Molalidad (m) | m = mol soluto / kg solvente | Propiedades coligativas | 1 mol NaCl en 1 kg H₂O → 1m |
| % masa/masa | % = (g soluto / g disol) × 100 | Farmacopea, alimentos | 5 g sal en 100 g agua → 4.76% |
| % volumen/volumen | % = (mL soluto / mL disol) × 100 | Bebidas alcohólicas | 40 mL etanol en 100 mL → 40° GL |
| ppm (partes por millón) | ppm = (mg soluto / kg disol) | Contaminantes, trazas | 5 mg Pb en 1L agua → 5 ppm |
| Fracción Molar (χ) | χ = mol comp / mol totales | Ley de Raoult, destilación | 2 mol benceno / 10 mol → χ=0.2 |
💧 Dilución de Soluciones
Proceso de disminuir la concentración de una solución agregando más solvente. La cantidad de soluto (moles) permanece constante.
C₁ · V₁ = C₂ · V₂
Donde 1 es la solución concentrada (inicial) y 2 es la diluida (final).
📌 Factores que afectan la SOLUBILIDAD:
1. Temperatura
• Sólidos: Generalmente ↑ solubilidad con ↑ T (endotérmico).
• Gases: SIEMPRE ↓ solubilidad con ↑ T (exotérmico).
Ej: Las bebidas pierden gas si se calientan.
2. Presión (Gases)
• Ley de Henry: A mayor presión, mayor solubilidad de un gas en un líquido.
Ej: Al destapar una bebida, baja la presión y el gas escapa.
3. Naturaleza Química
• "Lo semejante disuelve a lo semejante"
• Polar disuelve a Polar (Agua + Sal)
• Apolar disuelve a Apolar (Aceite + Benceno)
📌 PROPIEDADES COLIGATIVAS (dependen solo del número de partículas):
1. Descenso Crioscópico (Tf↓)
ΔT_f = K_f × m × i
• El punto de congelación BAJA.
• Ejemplo: Anticongelante en radiadores.
2. Aumento Ebulloscópico (Tb↑)
ΔT_b = K_b × m × i
• El punto de ebullición SUBE.
• Ejemplo: Cocinar con sal hace que el agua hierva a >100°C.
3. Presión Osmótica (π)
π = M · R · T · i
• Presión para detener el flujo de solvente.
• Fundamental en procesos biológicos (células).
4. Disminución Presión de Vapor
Ley de Raoult
• El solvente se evapora menos cuando tiene soluto.
• El soluto "retiene" las moléculas de solvente.
* i = Factor de van 't Hoff (número de iones en que se disocia el soluto)
Errores Comunes en ECEP:
- Confundir volumen de solvente con volumen de solución en la Molaridad. (Molaridad usa volumen TOTAL de solución).
- Olvidar convertir mL a Litros en las fórmulas.
- No considerar el factor de van 't Hoff (i) en sales iónicas (ej: NaCl se disocia en 2 partículas, i=2).
- Pensar que la solubilidad de los gases aumenta con la temperatura (es al revés).
💡 Ejemplo aplicado:
Una disolución acuosa contiene 20 g de NaCl en 500 mL de solución final. Calcular Molaridad:
2. Moles = 20g / 58.5 g/mol = 0.342 mol
3. Volumen = 500 mL = 0.5 L
4. M = 0.342 mol / 0.5 L = 0.684 M
Ejemplo Resuelto Paso a Paso: Molaridad y Dilución
🔬 Fenómeno cotidiano:
La sal en las carreteras en invierno baja el punto de congelación del agua (propiedad coligativa), evitando que se forme hielo peligroso a 0°C.
2 QUÍMICA ORGÁNICA
2.1. Química Orgánica
📌 NOMENCLATURA IUPAC - Guía Visual:
Para nombrar un compuesto orgánico, sigue este orden:
Ej: 3-metil (prefijo) + hex (raíz) + ano (sufijo) = 3-metilhexano
HIDROCARBUROS SATURADOS (Alcanos):
Fórmula general: C_nH_(2n+2) | Enlace: Simple C-C (sp³)
HIDROCARBUROS INSATURADOS:
Alquenos (C=C)
• Hibridación sp² (120°)
• Sufijo: -eno
• Fórmula: C_nH_2n
Alquinos (C≡C)
• Hibridación sp (180°)
• Sufijo: -ino
• Fórmula: C_nH_(2n-2)
GRUPOS FUNCIONALES (Orden de Prioridad ↓):
| Prioridad | Grupo | Estructura | Sufijo (Principal) | Prefijo (Sustituyente) |
|---|---|---|---|---|
| 1 | Ácido Carboxílico | R-COOH | ácido ...-oico | carboxi- |
| 2 | Éster | R-COO-R' | ...-ato de ...-ilo | alcoxicarbonil- |
| 3 | Amida | R-CONH₂ | -amida | carbamoil- |
| 4 | Aldehído | R-CHO | -al | formil- |
| 5 | Cetona | R-CO-R' | -ona | oxo- |
| 6 | Alcohol | R-OH | -ol | hidroxi- |
| 7 | Amina | R-NH₂ | -amina | amino- |
| 8 | Éter | R-O-R' | ...-il ...-il éter | -oxi- |
📌 ISOMERÍA - Mapa Conceptual:
(Diferente conectividad)
Ej: Butano vs Isobutano
Ej: 1-propanol vs 2-propanol
Ej: Etanol vs Dimetil éter
(Misma conectividad, diferente espacio)
En alquenos o ciclos.
Cis (mismo lado) / Trans (opuestos)
Imágenes especulares.
Requiere Carbono Quiral (4 grupos distintos)
Errores Comunes en Orgánica:
- Olvidar que el Carbono SIEMPRE forma 4 enlaces. (¡Cuenta los hidrógenos!).
- Numerar la cadena principal desde el lado equivocado (se empieza por el extremo más cercano al grupo funcional más importante o ramificación).
- Confundir Amida (con 'd' de 'doble enlace' C=O) con Amina (solo N).
- No identificar carbonos quirales en estructuras de líneas (busca carbonos con 4 cosas distintas unidas).
📌 Contenidos clave adicionales:
- ✓ Estructura-propiedades: Relación en contextos bioquímicos, industriales y cotidianos
- ✓ Hibridación del carbono: sp³, sp², sp y sus propiedades
sp³ (Tetraédrico)
4 enlaces σ
Ángulo: 109.5°
Ej: CH₄
sp² (Trigonal)
3 enlaces σ + 1π
Ángulo: 120°
Ej: C₂H₄
sp (Lineal)
2 enlaces σ + 2π
Ángulo: 180°
Ej: C₂H₂
2.2. Isomería y Estereoquímica
📌 Distribución espacial:
Distinguir átomos en modelos 2D y 3D:
- • Isomería estructural (cadena, posición, función)
- • Estereoisomería (geométrica cis-trans, óptica R-S)
3 ESTEQUIOMETRÍA
🎯 Dominio CRÍTICO en PAES - Cálculos cuantitativos de reacciones químicas
3.1. Conceptos Fundamentales
📌 Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier)
"En toda reacción química, la masa total de reactivos es igual a la masa total de productos. La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma."
Ejemplo Básico: Combustión del Metano
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
Balance de átomos:
- • C: 1 reactivo = 1 producto ✓
- • H: 4 reactivo = 4 producto (2×2) ✓
- • O: 4 reactivo (2×2) = 4 producto (2 + 2×1) ✓
✓ Ecuación balanceada correctamente
📌 El MOL: La unidad central de la Química
Definición
1 mol = 6.022 × 10²³ partículas
(átomos, moléculas, iones)
N_A = 6.022 × 10²³ mol⁻¹
Masa Molar (MM)
Masa de 1 mol de sustancia (g/mol)
Ejemplo: H₂O
MM = 2(1) + 16 = 18 g/mol
🗺️ EL MAPA DEL MOL
3.2. Conversiones Fundamentales
PROBLEMA TIPO PAES 1: Gramos → Moles
Pregunta: ¿Cuántos moles hay en 36 g de H₂O?
SOLUCIÓN PASO A PASO:
Paso 1: Calcular masa molar de H₂O
MM(H₂O) = 2×1 + 16 = 18 g/mol
Paso 2: Usar fórmula n = m/MM
n = 36 g / 18 g/mol = 2 moles
✓ Respuesta: 2 mol de H₂O
PROBLEMA TIPO PAES 2: Moles → Moléculas
Pregunta: ¿Cuántas moléculas hay en 0.5 moles de CO₂?
SOLUCIÓN:
Paso 1: Usar N = n × N_A
N = 0.5 mol × 6.022×10²³ mol⁻¹
Paso 2: Calcular
N = 3.011 × 10²³ moléculas
✓ Respuesta: 3.011×10²³ moléculas de CO₂
PROBLEMA TIPO PAES 3: Gramos → Moléculas (conversión doble)
Pregunta: ¿Cuántas moléculas hay en 88 g de CO₂?
SOLUCIÓN COMPLETA:
Paso 1: Masa molar CO₂
M = 12 + 2×16 = 44 g/mol
Paso 2: Gramos → Moles
n = 88 g / 44 g/mol = 2 moles
Paso 3: Moles → Moléculas
N = 2 mol × 6.022×10²³ mol⁻¹
N = 1.204 × 10²⁴ moléculas
✓ Ruta: g → mol → moléculas
3.3. Cálculos Estequiométricos Básicos
📐 Método General (5 Pasos)
- Escribir y balancear la ecuación química
- Convertir datos a MOLES (si están en gramos)
- Usar coeficientes estequiométricos (proporción molar)
- Calcular moles del producto/reactivo deseado
- Convertir a unidades solicitadas (g, moléculas, L)
PROBLEMA PAES COMPLETO 1: Síntesis del Amoniaco
N₂ + 3H₂ → 2NH₃
PREGUNTA:
Si reaccionan 28 g de N₂ con exceso de H₂, ¿cuántos gramos de NH₃ se producen?
DATOS:
- • Masa N₂ = 28 g
- • M(N₂) = 28 g/mol
- • M(NH₃) = 17 g/mol
- • Ecuación balanceada: 1 N₂ → 2 NH₃
PASO 1: Convertir g de N₂ → moles
n(N₂) = 28 g / 28 g/mol = 1 mol N₂
PASO 2: Aplicar proporción estequiométrica
Ecuación: 1 mol N₂ → 2 mol NH₃
Entonces: 1 mol N₂ produce 2 mol NH₃
PASO 3: Convertir moles NH₃ → gramos
m(NH₃) = 2 mol × 17 g/mol = 34 g NH₃
RESPUESTA FINAL: 34 g de NH₃
PROBLEMA PAES COMPLETO 2: Combustión de Propano
C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O
PREGUNTA:
¿Cuántos gramos de O₂ se necesitan para quemar completamente 22 g de C₃H₈?
DATOS:
- • Masa C₃H₈ = 22 g
- • M(C₃H₈) = 3×12 + 8×1 = 44 g/mol
- • M(O₂) = 32 g/mol
- • Proporción: 1 C₃H₈ : 5 O₂
PASO 1: g C₃H₈ → moles
n(C₃H₈) = 22 g / 44 g/mol = 0.5 mol
PASO 2: Proporción estequiométrica
1 mol C₃H₈ requiere 5 mol O₂
0.5 mol C₃H₈ requiere: 0.5 × 5 = 2.5 mol O₂
PASO 3: moles O₂ → gramos
m(O₂) = 2.5 mol × 32 g/mol = 80 g O₂
RESPUESTA FINAL: 80 g de O₂
3.4. Reactivo Limitante y Reactivo en Exceso
🎯 Concepto Clave
REACTIVO LIMITANTE: Se consume completamente y determina la cantidad máxima de producto que se puede formar.
REACTIVO EN EXCESO: Queda remanente al finalizar la reacción.
PROBLEMA PAES AVANZADO: Reactivo Limitante
2H₂ + O₂ → 2H₂O
PREGUNTA:
Se mezclan 10 g de H₂ con 80 g de O₂. ¿Cuál es el reactivo limitante y cuántos gramos de H₂O se producen?
DATOS:
- • Masa H₂ = 10 g, M(H₂) = 2 g/mol
- • Masa O₂ = 80 g, M(O₂) = 32 g/mol
- • M(H₂O) = 18 g/mol
- • Proporción: 2 H₂ : 1 O₂ : 2 H₂O
PASO 1: Convertir ambos reactivos a moles
n(H₂) = 10 g / 2 g/mol = 5 mol H₂
n(O₂) = 80 g / 32 g/mol = 2.5 mol O₂
PASO 2: Determinar reactivo limitante
Método: Dividir moles disponibles ÷ coeficiente estequiométrico
H₂: 5 mol / 2 = 2.5
O₂: 2.5 mol / 1 = 2.5
⚠️ Ambos dan igual → Proporción exacta, ninguno en exceso
PASO 3: Calcular producto (usando cualquier reactivo)
De 2 H₂ → 2 H₂O
5 mol H₂ → 5 mol H₂O
m(H₂O) = 5 mol × 18 g/mol = 90 g H₂O
RESPUESTA:
No hay reactivo limitante (proporción exacta)
Se producen 90 g de H₂O
PROBLEMA PAES CON EXCESO: Síntesis de Agua
2H₂ + O₂ → 2H₂O
PREGUNTA MODIFICADA:
Se mezclan 6 g de H₂ con 80 g de O₂. Identificar reactivo limitante, cantidad de H₂O producida y masa de reactivo en exceso que sobra.
PASO 1: Moles iniciales
n(H₂) = 6 g / 2 g/mol = 3 mol H₂
n(O₂) = 80 g / 32 g/mol = 2.5 mol O₂
PASO 2: Test de limitante
H₂: 3 mol / 2 = 1.5 ← MENOR
O₂: 2.5 mol / 1 = 2.5
✓ REACTIVO LIMITANTE: H₂ (se agota primero)
PASO 3: Producto formado (basado en limitante)
2 mol H₂ → 2 mol H₂O
3 mol H₂ → 3 mol H₂O
m(H₂O) = 3 mol × 18 g/mol = 54 g H₂O
PASO 4: O₂ consumido y sobrante
O₂ consumido: 2 mol H₂ consumen 1 mol O₂
3 mol H₂ consumen: 1.5 mol O₂
O₂ sobrante: 2.5 - 1.5 = 1 mol O₂
Masa: 1 mol × 32 g/mol = 32 g O₂ en exceso
RESPUESTAS FINALES:
- • Reactivo limitante: H₂
- • H₂O producida: 54 g
- • O₂ sobrante: 32 g
3.5. Rendimiento Teórico, Real y Porcentual
📊 Definiciones
RENDIMIENTO TEÓRICO: Cantidad máxima de producto calculada estequiométricamente (100% eficiencia)
RENDIMIENTO REAL: Cantidad de producto realmente obtenida experimentalmente
RENDIMIENTO PORCENTUAL: % de eficiencia de la reacción
% Rendimiento = (Rendimiento Real / Rendimiento Teórico) × 100
PROBLEMA PAES: Rendimiento Porcentual
CaCO₃ → CaO + CO₂
PREGUNTA:
Al descomponer 200 g de CaCO₃, se obtienen 100 g de CaO. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?
DATOS:
- • M(CaCO₃) = 100 g/mol
- • M(CaO) = 56 g/mol
- • Masa inicial CaCO₃ = 200 g
- • Masa real CaO obtenida = 100 g
PASO 1: Calcular rendimiento TEÓRICO
n(CaCO₃) = 200 g / 100 g/mol = 2 mol
Proporción 1:1 → 2 mol CaCO₃ → 2 mol CaO
Masa teórica CaO = 2 mol × 56 g/mol = 112 g
PASO 2: Aplicar fórmula rendimiento %
% = (Real / Teórico) × 100
% = (100 g / 112 g) × 100
% = 89.3%
RESPUESTA: Rendimiento = 89.3%
Interpretación: La reacción tuvo 89.3% de eficiencia (normal en procesos industriales)
3.6. Reactivos Impuros (Pureza)
⚗️ Concepto de Pureza
En la práctica, los reactivos contienen impurezas. La pureza indica el porcentaje de sustancia activa.
% Pureza = (masa sustancia pura / masa total muestra) × 100
PROBLEMA PAES MULTI-PASO: Pureza + Estequiometría
Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
PREGUNTA COMPLEJA:
Se tienen 130 g de zinc con 80% de pureza. ¿Cuántos litros de H₂ (medidos a STP: 22.4 L/mol) se producen al reaccionar con HCl en exceso?
DATOS:
- • Masa total muestra = 130 g
- • Pureza Zn = 80%
- • M(Zn) = 65 g/mol
- • Volumen molar STP = 22.4 L/mol
PASO 1: Calcular masa PURA de Zn
Masa pura = 130 g × (80/100)
Masa pura = 104 g Zn puro
PASO 2: Convertir a moles de Zn
n(Zn) = 104 g / 65 g/mol
n(Zn) = 1.6 mol Zn
PASO 3: Estequiometría Zn → H₂
Proporción 1:1 → 1 mol Zn produce 1 mol H₂
1.6 mol Zn → 1.6 mol H₂
PASO 4: Moles → Volumen (STP)
V = n × V_molar
V = 1.6 mol × 22.4 L/mol
V = 35.84 L H₂
RESPUESTA FINAL: 35.84 L de H₂
✓ Problema integrador: pureza + estequiometría + gases
📋 RESUMEN ESTEQUIOMETRÍA
Conversiones
g ⟷ mol ⟷ moléculas
Usar M y N_A
Limitante
Menor (n/coef)
Determina producto
Rendimiento
% = Real/Teórico × 100
Pureza considerada
4 REACCIONES QUÍMICAS
4.1. Clasificación de Reacciones
Síntesis (Adición)
Dos o más reactivos forman un solo producto.
Ej: 2H₂ + O₂ → 2H₂O
Descomposición
Un reactivo se rompe en dos o más productos.
Ej: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂
Sustitución Simple
Un elemento desplaza a otro en un compuesto.
Ej: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
Sustitución Doble
Intercambio de iones entre dos compuestos.
Ej: NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl↓
4.2. Reacciones Ácido-Base
📌 CÁLCULOS pH y pOH - Ejemplos PASO A PASO:
Ejemplo 1: Ácido Fuerte (HCl 0.01 M)
Paso 1: HCl → H⁺ + Cl⁻ (disociación completa)
[H⁺] = 0.01 M = 1×10⁻² M
Paso 2: pH = -log[H⁺] = -log(10⁻²) = 2
Paso 3: pOH = 14 - pH = 14 - 2 = 12
✓ Solución muy ácida (pH 2)
Ejemplo 2: Base Fuerte (NaOH 0.001 M)
Paso 1: NaOH → Na⁺ + OH⁻ (disociación completa)
[OH⁻] = 0.001 M = 1×10⁻³ M
Paso 2: pOH = -log[OH⁻] = -log(10⁻³) = 3
Paso 3: pH = 14 - pOH = 14 - 3 = 11
✓ Solución básica (pH 11)
Ejemplo 3: Dilución de Ácido
Problema: 10 mL de HCl 1 M diluidos a 100 mL
Fórmula: C₁V₁ = C₂V₂
Paso 1: (1 M)(10 mL) = C₂(100 mL)
C₂ = 0.1 M
Paso 2: [H⁺] = 0.1 M = 10⁻¹ M
pH = -log(10⁻¹) = 1
✓ Dilución 10x → pH aumenta de 0 a 1
Ejemplo 4: Neutralización Completa
Reacción: HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Problema: 25 mL HCl 0.2 M + 25 mL NaOH 0.2 M
Paso 1: mol H⁺ = 0.025 L × 0.2 M = 0.005 mol
mol OH⁻ = 0.025 L × 0.2 M = 0.005 mol
Paso 2: Reacción 1:1 → Neutralización completa
Exceso: 0 mol
Paso 3: Solución resultante: Solo NaCl (sal neutra)
pH = 7 (neutro)
✓ Punto de equivalencia
Ejemplo 5: Buffer (Solución Amortiguadora)
Sistema: CH₃COOH (0.1 M) + CH₃COONa (0.1 M)
K_a (ácido acético) = 1.8×10⁻⁵
Ecuación Henderson-Hasselbalch:
pH = pK_a + log([A⁻]/[HA])
Paso 1: pK_a = -log(1.8×10⁻⁵) = 4.74
Paso 2: pH = 4.74 + log(0.1/0.1) = 4.74 + 0 = 4.74
✓ Buffer mantiene pH constante ante pequeñas adiciones de ácido/base
📌 Fórmulas fundamentales:
pH = -log[H⁺] | pOH = -log[OH⁻] | pH + pOH = 14
ESCALA DE pH
Jugo gástrico (1-2)
Limón (2)
Vinagre (3)
Agua pura (7)
Sangre (7.4)
Jabón (9-10)
Amoníaco (11)
Cloro (13)
Neutralización
Ácido + Base → Sal + Agua
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Buffer/Tampón
Resiste cambios de pH
Ej: CH₃COOH/CH₃COO⁻
4.3. Reacciones Redox
📌 BALANCEO REDOX - Método ION-ELECTRÓN Paso a Paso:
MÉTODO GENERAL (Medio Ácido):
Paso 1: Identificar números de oxidación y escribir semirreacciones (oxidación y reducción separadas)
Paso 2: Balancear átomos que NO sean O ni H
Paso 3: Balancear O agregando H₂O
Paso 4: Balancear H agregando H⁺
Paso 5: Balancear carga agregando e⁻
Paso 6: Igualar número de e⁻ en ambas semirreacciones (multiplicar por coeficientes)
Paso 7: Sumar semirreacciones y simplificar
EJEMPLO COMPLETO 1: Oxidación de Fe²⁺ por MnO₄⁻ (medio ácido)
Ecuación sin balancear: Fe²⁺ + MnO₄⁻ → Fe³⁺ + Mn²⁺
Semirreacción Oxidación: Fe²⁺ → Fe³⁺
• Balancear carga: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
Semirreacción Reducción: MnO₄⁻ → Mn²⁺
• Balancear O: MnO₄⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
• Balancear H: MnO₄⁻ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O
• Balancear carga: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Igualar e⁻: Multiplicar oxidación ×5, reducción ×1
5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
ECUACIÓN BALANCEADA:
5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O
EJEMPLO COMPLETO 2: Cr₂O₇²⁻ + Cl⁻ → Cr³⁺ + Cl₂ (medio ácido)
Oxidación: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
Reducción:
• Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ (balancear Cr)
• Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O (balancear O)
• Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O (balancear H)
• Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O (balancear carga)
Igualar e⁻: Oxidación ×3
6Cl⁻ → 3Cl₂ + 6e⁻
ECUACIÓN BALANCEADA:
Cr₂O₇²⁻ + 6Cl⁻ + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 3Cl₂ + 7H₂O
MEDIO BÁSICO (Modificación del método):
Pasos 1-7: Mismo procedimiento que medio ácido (con H⁺)
Paso 8: Agregar OH⁻ a ambos lados para neutralizar H⁺
(tantos OH⁻ como H⁺ haya)
Paso 9: Combinar H⁺ + OH⁻ → H₂O y simplificar
Ejemplo: Si ecuación en medio ácido tiene 8H⁺
Agregar 8OH⁻ a ambos lados → 8H⁺ + 8OH⁻ = 8H₂O
EJEMPLO MEDIO BÁSICO: MnO₄⁻ + I⁻ → MnO₂ + I₂
En medio ácido primero:
MnO₄⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ → MnO₂ + 2H₂O
2I⁻ → I₂ + 2e⁻
Igualar e⁻ (×2 y ×3):
2MnO₄⁻ + 8H⁺ + 6e⁻ → 2MnO₂ + 4H₂O
6I⁻ → 3I₂ + 6e⁻
Suma: 2MnO₄⁻ + 6I⁻ + 8H⁺ → 2MnO₂ + 3I₂ + 4H₂O
Convertir a medio básico (agregar 8OH⁻):
2MnO₄⁻ + 6I⁻ + 8H⁺ + 8OH⁻ → 2MnO₂ + 3I₂ + 4H₂O + 8OH⁻
8H⁺ + 8OH⁻ = 8H₂O → simplificar: 4H₂O a izquierda cancelan 4 de la derecha
ECUACIÓN BALANCEADA (medio básico):
2MnO₄⁻ + 6I⁻ + 4H₂O → 2MnO₂ + 3I₂ + 8OH⁻
📌 Conceptos fundamentales:
- • Oxidación: Pérdida de e⁻ (aumenta nº oxidación)
- • Reducción: Ganancia de e⁻ (disminuye nº oxidación)
- • Agente oxidante: Se reduce (gana e⁻) — Ejemplo: MnO₄⁻
- • Agente reductor: Se oxida (pierde e⁻) — Ejemplo: Fe²⁺
⚠️ ERRORES COMUNES EN REDOX:
- Confusión de Agentes: Recuerda que el Agente Oxidante es el que se Reduce (hace que el otro se oxide).
- Balance de Cargas: No basta con balancear átomos. La carga total a la izquierda debe ser igual a la derecha. ¡Usa electrones!
- Medio Básico: Si te piden medio básico, primero balancea como si fuera ácido (con H⁺) y al final neutraliza todos los H⁺ agregando OH⁻ a ambos lados.
4.4. Polímeros
📌 POLÍMEROS SINTÉTICOS - Aplicaciones Específicas:
| Polímero | Monómero | Propiedades | Aplicaciones |
|---|---|---|---|
| PVC (Policloruro de vinilo) | CH₂=CHCl | Resistente, impermeable, rígido o flexible | Tuberías, ventanas, cables, suelas |
| Teflón (Politetrafluoroetileno) | CF₂=CF₂ | Antiadherente, inerte químicamente, alta T° | Sartenes, válvulas, juntas, implantes |
| Poliuretano (PU) | Isocianato + Poliol | Elasticidad, espuma, aislante térmico | Colchones, aislamiento, calzado, adhesivos |
| Polietileno (PE) | CH₂=CH₂ | Flexible, resistente, baja densidad (LDPE) o alta (HDPE) | Bolsas, botellas, envases, films |
| Silicona (Polisiloxano) | Si-O-Si | Flexible, resistente a T°, biocompatible | Implantes, sellos, lubricantes, utensilios |
| Nylon (Poliamida) | Diamina + Ác. dicarboxílico | Resistente, elástico, ligero | Textiles, cuerdas, piezas mecánicas |
📌 BIOMACROMOLÉCULAS - Estructura y Función:
1. CARBOHIDRATOS (Hidratos de Carbono):
Monosacáridos (monómeros): Glucosa (C₆H₁₂O₆), fructosa, ribosa
• Función: Fuente energía inmediata, componentes ADN/ARN
Disacáridos: Sacarosa (glucosa+fructosa), lactosa (glucosa+galactosa), maltosa (glucosa+glucosa)
• Unión: Enlaces glucosídicos (O entre C anoméricos)
Polisacáridos:
- Almidón: Reserva energética vegetal (amilosa lineal, amilopectina ramificada)
- Glucógeno: Reserva energética animal (hígado, músculos, muy ramificado)
- Celulosa: Estructura pared celular vegetal (β-1,4-glucosídico, indigerible por humanos)
2. LÍPIDOS:
Grasas (triglicéridos): Glicerol + 3 ácidos grasos
• Saturadas (sólidas): Manteca, grasa animal
• Insaturadas (líquidas): Aceites vegetales (dobles enlaces C=C)
Fosfolípidos: Glicerol + 2 ácidos grasos + grupo fosfato
• Anfipáticos: Cabeza polar + colas apolares
• Función: Bicapa membrana celular
Esteroides: 4 anillos fusionados
• Colesterol: Membrana, precursor hormonas (testosterona, estrógeno)
• Vitamina D: Absorción calcio
3. PROTEÍNAS:
Monómero: Aminoácidos (20 tipos naturales, estructura H₂N-CHR-COOH)
• Unión: Enlace peptídico (-CO-NH-) entre grupo carboxilo y amino
Estructura 1°: Secuencia lineal aminoácidos (Ej: ...Ala-Gly-Ser-...)
Estructura 2°: Plegamiento local (α-hélice, lámina β-plegada) por puentes H
Estructura 3°: Plegamiento 3D completo (puentes disulfuro, interacciones hidrofóbicas)
Estructura 4°: Asociación de varias cadenas (Ej: Hemoglobina 4 subunidades)
Enzimas: Catalizadores biológicos
• Sitio activo: Región específica que une sustrato
• Modelo llave-cerradura / Ajuste inducido
• Aumentan velocidad reacción sin consumirse
4. ÁCIDOS NUCLEICOS (ADN y ARN):
Monómero: Nucleótidos (azúcar + base nitrogenada + fosfato)
ADN (Ácido Desoxirribonucleico):
• Azúcar: Desoxirribosa
• Bases: Adenina (A), Timina (T), Citosina (C), Guanina (G)
• Estructura: Doble hélice antiparalela (Watson-Crick)
• Puentes H: A-T (2 puentes), C-G (3 puentes)
• Función: Almacenamiento información genética
ARN (Ácido Ribonucleico):
• Azúcar: Ribosa
• Bases: Adenina (A), Uracilo (U), Citosina (C), Guanina (G)
• Estructura: Cadena simple (puede plegarse)
• Tipos: ARNm (mensajero), ARNt (transferencia), ARNr (ribosomal)
• Función: Síntesis proteínas (transcripción, traducción)
📌 Resumen función-estructura:
• Polímeros sintéticos: Propiedades diseñadas para aplicación específica (PVC rigidez, Teflón antiadherencia)
• Biomacromoléculas: Estructura determina función biológica (enzimas sitio activo, ADN doble hélice replicación)
5 REACTIVIDAD QUÍMICA
5.1. Termodinámica y Equilibrio
📌 Procesos termodinámicos:
- • Endotérmico: Absorbe calor (ΔH > 0) - El sistema se enfría o requiere calor externo.
- • Exotérmico: Libera calor (ΔH < 0) - El sistema se calienta.
- • Adiabático: Sin intercambio de calor (Q = 0).
- • Isotérmico: Temperatura constante (ΔT = 0).
Exotérmica (ΔH < 0)
Reactivos tienen más energía que productos.
Endotérmica (ΔH > 0)
Productos tienen más energía que reactivos.
📌 Espontaneidad (Energía Libre de Gibbs):
ΔG = ΔH - TΔS
| ΔH (Entalpía) | ΔS (Entropía) | Espontaneidad (ΔG) |
|---|---|---|
| (-) Exotérmico | (+) Desorden | Siempre Espontáneo |
| (+) Endotérmico | (-) Orden | Nunca Espontáneo |
| (-) Exotérmico | (-) Orden | Espontáneo a Baja T |
| (+) Endotérmico | (+) Desorden | Espontáneo a Alta T |
⚖️ EQUILIBRIO QUÍMICO: Dinámico y Reversible
🔄 Características del Equilibrio Químico
- • Dinámico: Reacciones directa e inversa ocurren simultáneamente a misma velocidad
- • Concentraciones constantes: [Reactivos] y [Productos] no cambian (pero reacciones continúan)
- • Reversible: Se alcanza desde cualquier dirección (productos ← → reactivos)
- • Cerrado: Sistema aislado (sin entrada/salida de sustancias)
- • Macroscópico estable: Propiedades observables constantes (color, presión, pH)
Importante: Equilibrio ≠ Estático. Moléculas siguen reaccionando, pero velocidad_directa = velocidad_inversa → sin cambio neto.
📐 Constante de Equilibrio (K)
Reacción general:
aA + bB ⇌ cC + dD
Kc (concentración molar)
Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / [A]ᵃ[B]ᵇ
- • [ ] = concentración en mol/L
- • Exponentes = coeficientes estequiométricos
- • Solo especies acuosas y gaseosas
- • Sólidos y líquidos puros: actividad = 1 (no se incluyen)
Kp (presión parcial)
Kp = P(C)ᶜP(D)ᵈ / P(A)ᵃP(B)ᵇ
- • P = presión parcial (atm o bar)
- • Solo para gases
- • Relación: Kp = Kc(RT)^Δn
- • Δn = (c+d) - (a+b)
K >> 1 (K > 10³)
Equilibrio desplazado hacia productos. Reacción casi completa. Ejemplo: Combustión.
K ≈ 1 (10⁻³ < K < 10³)
Equilibrio intermedio. Cantidades significativas de ambos. Ejemplo: N₂O₄ ⇌ 2NO₂
K << 1 (K < 10⁻³)
Equilibrio desplazado hacia reactivos. Reacción mínima. Ejemplo: N₂ + O₂ ⇌ 2NO (a 25°C)
🧮 EJEMPLO CÁLCULO Kc: Síntesis del Amoníaco (Haber-Bosch)
N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)
Datos a 500°C en equilibrio:
- • [N₂] = 0.15 M
- • [H₂] = 0.30 M
- • [NH₃] = 0.12 M
Paso 1: Escribir expresión Kc
Kc = [NH₃]² / ([N₂] × [H₂]³)
Paso 2: Sustituir valores
Kc = (0.12)² / ((0.15) × (0.30)³)
Paso 3: Calcular
Kc = 0.0144 / (0.15 × 0.027) = 0.0144 / 0.00405
Resultado: Kc ≈ 3.6
Interpretación: K > 1 → Productos favorecidos a 500°C, pero no completamente (equilibrio intermedio).
⚡ PRINCIPIO DE LE CHATELIER
\"Si un sistema en equilibrio sufre una perturbación, el equilibrio se desplaza para contrarrestar esa perturbación.\"
1️⃣ Cambio de CONCENTRACIÓN
Agregar reactivo: Equilibrio se desplaza hacia productos (derecha →)
N₂ ⇌ 2NO₂
↑ N₂ → equilibrio →
Retirar producto: Equilibrio se desplaza hacia productos (derecha →) para reponerlo
↓ NO₂ → equilibrio →
Nota: K no cambia (solo temperaturas modifican K).
2️⃣ Cambio de PRESIÓN/VOLUMEN (solo gases)
Aumentar presión (↓ volumen): Equilibrio se desplaza hacia el lado con menos moles de gas
N₂O₄ ⇌ 2NO₂
1 mol ← 2 moles
↑ P → equilibrio ←
Disminuir presión (↑ volumen): Equilibrio se desplaza hacia el lado con más moles de gas
↓ P → equilibrio →
Caso especial: Si Δn = 0 (mismo número moles ambos lados), presión no afecta equilibrio.
3️⃣ Cambio de TEMPERATURA
Reacción EXOTÉRMICA (ΔH < 0):
A + B ⇌ C + D + calor
- • ↑ T: Equilibrio ← (reactivos) | K disminuye
- • ↓ T: Equilibrio → (productos) | K aumenta
Ej: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + 92 kJ
Enfriar favorece NH₃
Reacción ENDOTÉRMICA (ΔH > 0):
A + B + calor ⇌ C + D
- • ↑ T: Equilibrio → (productos) | K aumenta
- • ↓ T: Equilibrio ← (reactivos) | K disminuye
Ej: N₂O₄ + 57 kJ ⇌ 2NO₂
Calentar favorece NO₂ (marrón)
¡ÚNICO FACTOR QUE CAMBIA K! Concentración y presión solo cambian posición del equilibrio, no K.
4️⃣ CATALIZADOR
• NO afecta posición del equilibrio (K constante)
• Acelera ambas reacciones (directa e inversa) por igual
• Reduce Ea → equilibrio se alcanza más rápido
Aplicación industrial: Catalizador Fe en Haber-Bosch permite producir NH₃ a menor temperatura (ahorro energético).
📊 EJEMPLO INTEGRADO: Producción de SO₃ (Proceso de Contacto)
2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g) ΔH = -197 kJ
Kp = 4.0 × 10²⁴ a 25°C (fuertemente exotérmica, productos muy favorecidos)
| Perturbación | Efecto en Equilibrio | Explicación Le Chatelier | Aplicación Industrial |
|---|---|---|---|
| Agregar SO₂ | → Más SO₃ | Sistema consume exceso SO₂ formando SO₃ | Inyectar continuamente SO₂ para maximizar rendimiento |
| Retirar SO₃ | → Más SO₃ | Sistema produce más SO₃ para reponerlo | Extraer SO₃ continuamente (convierte en H₂SO₄) |
| Aumentar P | → Más SO₃ | 3 moles gases (izq) → 2 moles (der). Presión favorece menos moles | Operar a alta presión (1-2 atm, no muy alta por costo) |
| Aumentar T | ← Menos SO₃ | Exotérmica: calor es producto. ↑T favorece reactivos (absorben calor) | Temperatura intermedia 400-450°C (compromiso velocidad vs rendimiento) |
| Catalizador V₂O₅ | Sin efecto en posición | Acelera llegada al equilibrio, no cambia K ni composición final | Permite operar a T más baja (mayor rendimiento) alcanzando equilibrio rápido |
💡 Optimización industrial: Compromiso entre termodinámica (baja T favorece SO₃) y cinética (alta T acelera reacción). Solución: T moderada + catalizador V₂O₅.
👨🏫 Para el Docente: Errores Conceptuales Comunes
- ❌ Error: \"En equilibrio las reacciones se detienen\"
✅ Correcto: Reacciones continúan, pero a igual velocidad (equilibrio dinámico). - ❌ Error: \"Catalizador aumenta cantidad de productos\"
✅ Correcto: Catalizador solo acelera llegada al equilibrio, no modifica K ni composición final. - ❌ Error: \"Aumentar presión siempre favorece productos\"
✅ Correcto: Presión favorece el lado con menos moles de gas (puede ser reactivos). - ❌ Error: \"K cambia al agregar más reactivo\"
✅ Correcto: K solo cambia con temperatura. Concentración desplaza equilibrio pero K permanece constante.
5.2. Cinética Química
📌 Velocidad de reacción:
v = k[A]ᵐ[B]ⁿ
- • Energía de activación (Ea): Barrera energética mínima para que ocurra la reacción
- • Catalizador: Reduce Ea sin consumirse (enzimas biológicas, metales de transición)
- • Orden de reacción (m+n): Suma de exponentes en ley de velocidad (experimental, no por ecuación)
- • Constante k: Depende de temperatura (ecuación de Arrhenius: k = Ae^(-Ea/RT))
⚡ Factores que Afectan la Velocidad de Reacción
1️⃣ CONCENTRACIÓN
• Mayor [reactivos] → más choques efectivos → ↑ velocidad
• Ley de velocidad: v = k[A]ᵐ[B]ⁿ
Ejemplo: Fuego se aviva con oxígeno puro (↑ [O₂])
2️⃣ TEMPERATURA
• ↑ 10°C → velocidad se duplica o triplica (regla empírica)
• Más energía cinética → más choques con E ≥ Ea
Ejemplo: Refrigerador conserva alimentos (↓ T, ↓ reacciones descomposición)
3️⃣ SUPERFICIE DE CONTACTO
• Mayor área expuesta → más sitios activos → ↑ velocidad
• Polvo/partículas finas reaccionan más rápido que bloques sólidos
Ejemplo: Azúcar molida se disuelve más rápido que terrón
4️⃣ CATALIZADORES
• Proporcionan ruta alternativa con menor Ea
• No se consumen, se regeneran al final
Ejemplo: Catalasa (enzima) descompone H₂O₂ → H₂O + O₂ en células
🎯 Diagrama de Energía: Efecto del Catalizador
• Sin catalizador: Ea alta → reacción lenta
• Con catalizador: Ea reducida → mismos productos, más rápido
⚠️ Importante: Catalizador NO cambia ΔH de la reacción (solo afecta velocidad, no termodinámica)
🔥 PROBLEMA PAES 1: Entalpía de Combustión
📝 Enunciado:
La combustión completa de 1 mol de propano (C₃H₈) libera 2220 kJ de energía. Si se queman 22 g de propano en un motor, ¿cuánta energía se libera?
Datos: C=12 g/mol, H=1 g/mol
✅ Resolución Paso a Paso:
Paso 1: Calcular masa molar del propano
C₃H₈: 3(12) + 8(1) = 36 + 8 = 44 g/mol
Paso 2: Convertir masa a moles
n = 22 g / 44 g/mol = 0.5 mol C₃H₈
Paso 3: Aplicar proporción de energía
1 mol → 2220 kJ
0.5 mol → Q = ?
Q = 0.5 mol × 2220 kJ/mol = 1110 kJ
🎯 Respuesta: Se liberan 1110 kJ de energía
💡 Concepto Clave:
Las reacciones de combustión son siempre exotérmicas (ΔH < 0). La energía liberada es proporcional al número de moles que reaccionan.
📊 PROBLEMA PAES 2: Velocidad de Reacción y Temperatura
📝 Enunciado:
Una reacción química se realiza a 20°C y tarda 80 minutos en completarse. Si se aumenta la temperatura a 40°C, y aplicando la regla empírica de que cada 10°C la velocidad se duplica, ¿cuánto tiempo tardará ahora?
✅ Resolución Paso a Paso:
Paso 1: Calcular incremento de temperatura
ΔT = 40°C - 20°C = 20°C
Son 2 incrementos de 10°C
Paso 2: Calcular factor de aumento de velocidad
Cada 10°C → velocidad × 2
20°C (2 incrementos) → velocidad × 2 × 2 = velocidad × 4
Paso 3: Calcular nuevo tiempo
Si velocidad es 4 veces mayor → tiempo es 4 veces menor
t_nuevo = 80 min / 4 = 20 minutos
🎯 Respuesta: La reacción tardará 20 minutos a 40°C
💡 Concepto Clave:
Velocidad y tiempo son inversamente proporcionales. Si v aumenta 4×, entonces t disminuye a 1/4. Esta regla es aproximada; la relación exacta se obtiene con la ecuación de Arrhenius.
⚖️ PROBLEMA PAES 3: Constante de Equilibrio
📝 Enunciado:
Para la reacción: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)
En equilibrio a 400°C, las concentraciones son: [N₂] = 0.2 M, [H₂] = 0.3 M, [NH₃] = 0.4 M
Calcule la constante de equilibrio Kc.
✅ Resolución Paso a Paso:
Paso 1: Escribir expresión de Kc
Para: aA + bB ⇌ cC
Kc = [Productos]^coeficientes / [Reactivos]^coeficientes
Kc = [NH₃]² / ([N₂] × [H₂]³)
Paso 2: Sustituir valores de concentración
Kc = (0.4)² / ((0.2) × (0.3)³)
Kc = 0.16 / (0.2 × 0.027)
Paso 3: Calcular
Kc = 0.16 / 0.0054
Kc ≈ 29.6
🎯 Respuesta: Kc ≈ 29.6 (sin unidades)
Kc > 1 indica que el equilibrio favorece productos (hay más NH₃ que reactivos en equilibrio)
💡 Concepto Clave:
• Los coeficientes estequiométricos se convierten en exponentes en Kc
• Kc NO tiene unidades (concentraciones se cancelan)
• Sólidos y líquidos puros NO aparecen en Kc (actividad = 1)
6 ISÓTOPOS RADIACTIVOS
📌 Energía nuclear:
✅ Ventajas:
• Alta eficiencia energética
• Baja emisión CO₂
• Medicina nuclear
⚠️ Desventajas:
• Residuos radiactivos
• Riesgo de accidentes
• Alto costo
☢️ TIPOS DE RADIACIÓN
Alfa (α)
⁴₂He
- • Carga: +2
- • Masa: Grande (4 uma)
- • Poder: Bajo (papel la detiene)
- • Peligro: Alto si se ingiere
Beta (β)
⁰₋₁e
- • Carga: -1
- • Masa: Despreciable
- • Poder: Medio (aluminio la detiene)
- • Origen: Neutrón → Protón + e⁻
Gamma (γ)
⁰₀γ
- • Carga: 0 (Energía pura)
- • Masa: 0
- • Poder: Muy Alto (plomo/concreto)
- • Uso: Esterilización, radioterapia
⚛️ Fisión Nuclear
Núcleo pesado se divide en más ligeros + neutrones + energía.
²³⁵U + ¹n → ¹⁴¹Ba + ⁹²Kr + 3¹n
Uso: Centrales nucleares, bombas atómicas.
☀️ Fusión Nuclear
Núcleos ligeros se unen para formar uno pesado + energía.
²H + ³H → ⁴He + ¹n
Uso: Sol/Estrellas, bombas H (futuro: energía limpia).
📌 VIDA MEDIA - Ejemplos Específicos:
| Isótopo | t½ | Aplicación |
|---|---|---|
| C-14 | 5730 años | Datación arqueológica (restos orgánicos) |
| U-238 | 4.5×10⁹ años | Datación geológica (edad Tierra) |
| I-131 | 8 días | Tratamiento tiroides (medicina nuclear) |
| Co-60 | 5.27 años | Radioterapia cáncer |
| Tc-99m | 6 horas | Gammagrafía ósea, cardíaca |
Ejemplo cálculo paso a paso:
Problema: Muestra 100g C-14. ¿Cuánto queda en 11460 años?
• t½ (C-14) = 5730 años
• Número de vidas medias: 11460 / 5730 = 2 t½
• Fórmula: N(t) = N₀ × (1/2)^(t/t½)
• N(t) = 100g × (1/2)² = 100 × 0.25 = 25g
✓ Después de 2 vidas medias, queda el 25% de la muestra original
Aplicaciones médicas:
• Diagnóstico: PET (F-18), gammagrafía (Tc-99m, I-123)
• Terapia: Braquiterapia próstata (I-125), tiroides (I-131)
• Esterilización: Instrumental médico (Co-60, Cs-137)
📌 Fórmula fundamental:
N(t) = N₀ × (1/2)^(t/t½)
Tiempo en que la cantidad de isótopo se reduce a la mitad.
7 RAZONAMIENTO CIENTÍFICO
🔄 EL CICLO DE INDAGACIÓN CIENTÍFICA
Observación
Identificar un fenómeno o problema.
Pregunta
¿Por qué ocurre? ¿Qué factores influyen?
Hipótesis
Predicción verificable (Si... entonces...)
Experimentación
Control de variables y recolección de datos.
Conclusión
Análisis de resultados: ¿Se valida la hipótesis?
🔬 Variables Experimentales:
- • Independiente (X): La que el investigador manipula (Causa). Ej: Temperatura.
- • Dependiente (Y): La que cambia en respuesta (Efecto). Ej: Solubilidad.
- • Controladas: Se mantienen constantes para no alterar el resultado. Ej: Volumen de agua.
📊 Análisis de Datos:
- • Interpolación: Estimar un valor DENTRO del rango de datos medidos. (Seguro)
- • Extrapolación: Estimar un valor FUERA del rango medidos. (Riesgoso)
- • Correlación ≠ Causalidad: Que dos variables cambien juntas no significa que una cause la otra.
📌 EJEMPLOS EXPERIMENTALES COMPLETOS:
Ejemplo 1: TITULACIÓN ÁCIDO-BASE (Determinación concentración)
Objetivo: Determinar concentración de HCl desconocida
Materiales: Bureta, pipeta 25mL, NaOH 0.1 M, fenolftaleína, HCl desconocida
Procedimiento:
1. Medir 25.0 mL HCl con pipeta → matraz Erlenmeyer
2. Agregar 2-3 gotas fenolftaleína (incoloro en ácido)
3. Llenar bureta con NaOH 0.1 M, registrar volumen inicial
4. Titular gota a gota hasta viraje rosa (pH 8.3)
5. Registrar volumen final, calcular volumen gastado
Datos ejemplo: Volumen NaOH gastado = 30.0 mL
Cálculo:
M₁V₁ = M₂V₂ (relación 1:1 HCl + NaOH)
M₁ × 25.0 mL = 0.1 M × 30.0 mL
M₁ = 0.12 M
Variables:
• Independiente: Volumen NaOH agregado
• Dependiente: pH (indicador viraje)
• Controladas: Temperatura, concentración NaOH, volumen HCl
✓ Conclusión: [HCl] = 0.12 M (validado por punto equivalencia)
Ejemplo 2: EQUILIBRIO QUÍMICO - Le Chatelier visual
Reacción: CoCl₂(azul) + 6H₂O ⇌ [Co(H₂O)₆]²⁺(rosa) + calor
Materiales: CoCl₂ sólido, agua, etanol, tubos ensayo, baño frío/caliente
Experimento 1 - Concentración:
• Estado inicial: Solución violeta (mezcla azul/rosa)
• Agregar HCl concentrado (↑[Cl⁻]) → color azul intenso
• Agregar H₂O (↑[H₂O]) → color rosa intenso
Interpretación: ↑reactivo desplaza equilibrio hacia productos
Experimento 2 - Temperatura:
• Enfriar tubo (baño hielo) → color rosa (reacción exotérmica favorecida)
• Calentar tubo (baño 60°C) → color azul (reacción endotérmica favorecida)
Interpretación: Calor = producto en reacción directa
Variables:
• Independiente: [Cl⁻], [H₂O], Temperatura
• Dependiente: Color solución (posición equilibrio)
• Controladas: Cantidad CoCl₂, volumen total
✓ Conclusión: Le Chatelier predice correctamente cambios observados
Ejemplo 3: CINÉTICA - Velocidad vs Temperatura (Tiosulfato)
Reacción: Na₂S₂O₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂ + S↓ + H₂O
Objetivo: Determinar efecto temperatura en velocidad (formación azufre coloidal turbio)
Materiales: Na₂S₂O₃ 0.1M, HCl 1M, vasos precipitado, marca "X" en papel, termómetro, cronómetro, baño térmico
Procedimiento:
1. Preparar 4 vasos con 50mL Na₂S₂O₃ a diferentes T (10°C, 20°C, 30°C, 40°C)
2. Colocar vaso sobre papel con "X" visible
3. Agregar 5mL HCl 1M, iniciar cronómetro
4. Detener cuando "X" ya NO sea visible (turbidez S)
5. Registrar tiempo para cada temperatura
Datos ejemplo:
10°C → 120 s | 20°C → 60 s | 30°C → 30 s | 40°C → 15 s
Gráfico: T (°C) vs tiempo (s) → relación exponencial inversa
Velocidad = 1/tiempo → 10°C: 0.008 s⁻¹ | 40°C: 0.067 s⁻¹
Variables:
• Independiente: Temperatura (°C)
• Dependiente: Tiempo hasta turbidez (velocidad reacción)
• Controladas: [Na₂S₂O₃], [HCl], volúmenes, criterio turbidez
Hipótesis inicial: "↑T → ↑velocidad por ecuación Arrhenius (↑k)"
✓ Conclusión: Duplicar T aproximadamente duplica velocidad (validación Arrhenius)
📊 PROBLEMA PAES 1: Interpretación de Gráficos (Solubilidad)
Enunciado: El siguiente gráfico muestra la solubilidad de tres sales en función de la temperatura:
Pregunta: Un estudiante debe preparar una solución saturada de KNO₃ a 50°C y luego enfriarla a 25°C. Si disuelve 100g de KNO₃ en 100g de agua a 50°C, ¿qué ocurrirá al enfriar?
A) Se disolverá completamente el KNO₃
B) Precipitarán aproximadamente 50g de KNO₃
C) No habrá cambios visibles
D) Se evaporará el agua
📝 Solución Paso a Paso:
Paso 1: Leer el gráfico a 50°C
• Según el gráfico, solubilidad KNO₃ a 50°C ≈ 85 g/100g H₂O
• Tenemos: 100g KNO₃ en 100g agua
• Conclusión: La solución está sobresaturada (necesitamos disolver más calentando)
Paso 2: Leer el gráfico a 25°C
• Solubilidad KNO₃ a 25°C ≈ 38 g/100g H₂O
• A esta T, solo pueden disolverse 38g en 100g agua
Paso 3: Calcular precipitado
• Masa inicialmente disuelta: 85g (a 50°C)
• Masa que queda disuelta: 38g (a 25°C)
• Precipitado = 85g - 38g = 47g ≈ 50g
✓ Respuesta Correcta: B) Precipitarán aproximadamente 50g de KNO₃
💡 Concepto Clave:
• La solubilidad depende de la temperatura
• KNO₃: solubilidad aumenta con T (endotérmico)
• Ce₂(SO₄)₃: solubilidad disminuye con T (exotérmico, poco común)
• NaCl: solubilidad casi constante (ΔH disolución ≈ 0)
🔬 PROBLEMA PAES 2: Diseño Experimental (Variables)
Enunciado: Un grupo de estudiantes investiga el efecto de la concentración de H₂O₂ en la velocidad de descomposición catalizada por MnO₂:
2H₂O₂(ac) → 2H₂O(l) + O₂(g)
(con MnO₂ como catalizador)
Diseño propuesto:
| Ensayo | [H₂O₂] (M) | Masa MnO₂ (g) | Temperatura (°C) | Volumen (mL) |
|---|---|---|---|---|
| 1 | 0.5 | 0.5 | 25 | 50 |
| 2 | 1.0 | 0.5 | 25 | 50 |
| 3 | 1.5 | 1.0 | 30 | 50 |
| 4 | 2.0 | 0.5 | 35 | 100 |
Pregunta: ¿Cuál es el principal problema metodológico de este diseño experimental?
A) La hipótesis no está claramente formulada
B) No se controlan las variables independientes adicionales (T, masa catalizador, volumen)
C) Falta un ensayo control sin catalizador
D) La concentración de H₂O₂ es demasiado alta
📝 Solución Paso a Paso:
Paso 1: Identificar objetivo
• Variable independiente que se quiere investigar: [H₂O₂]
• Variable dependiente a medir: Velocidad reacción (O₂ producido/tiempo)
Paso 2: Analizar variables controladas
❌ ERRORES DETECTADOS:
• Ensayo 3: Masa MnO₂ = 1.0g (diferente a ensayos 1, 2, 4)
• Ensayo 3: T = 30°C (diferente a 25°C)
• Ensayo 4: T = 35°C y Volumen = 100mL (diferentes)
Conclusión: NO se controlan temperatura, masa catalizador ni volumen
Paso 3: Evaluar consecuencias
• Si cambian 3 variables simultáneamente, NO se puede determinar cuál causa el efecto
• Ejemplo: Si ensayo 3 es más rápido, ¿es por [H₂O₂]=1.5M, T=30°C o masa MnO₂=1.0g?
• Diseño inválido para aislar efecto de [H₂O₂]
✓ Respuesta Correcta: B) No se controlan las variables (T, masa catalizador, volumen)
✅ Diseño Correcto Propuesto:
| Ensayo | [H₂O₂] (M) | Masa MnO₂ (g) | T (°C) | Vol (mL) |
|---|---|---|---|---|
| 1 | 0.5 | 0.5 | 25 | 50 |
| 2 | 1.0 | 0.5 | 25 | 50 |
| 3 | 1.5 | 0.5 | 25 | 50 |
| 4 | 2.0 | 0.5 | 25 | 50 |
✓ Ahora solo varía [H₂O₂], todas las demás variables están controladas
💡 Concepto Clave:
• Variable independiente: La que el investigador manipula ([H₂O₂])
• Variable dependiente: La que se mide como resultado (velocidad)
• Variables controladas: Deben mantenerse CONSTANTES para aislar el efecto
• Regla de oro: "Cambiar 1 variable a la vez"
8 ENSEÑANZA-APRENDIZAJE
8.1. Estrategias de Enseñanza
- ✓ Estrategias metodológicas para objetivos de aprendizaje
- ✓ Representaciones: analogías, ilustraciones, metáforas, demostraciones
- ✓ Recursos didácticos apropiados (laboratorio, simulaciones)
- ✓ Énfasis: Alfabetización Científica, Naturaleza de la Ciencia, CTS-A
8.2. Aprendizaje
- ✓ Identificar conocimientos previos necesarios
- ✓ Detectar dificultades (errores, confusiones, comprensión equívoca)
8.3. Evaluación
- ✓ Indicadores de evaluación y desempeños
- ✓ Instrumentos de evaluación adecuados
- ✓ Retroalimentación formativa efectiva
Caso Pedagógico: "El pH del Agua de Piscina"
🎯 Situación:
Un estudiante pregunta: "Profe, si el agua de la piscina tiene pH 7.8, ¿significa que tiene más ácido que base?"
❌ Preconcepto Detectado:
Confusión entre "más ácido" y la concentración de H⁺/OH⁻. El estudiante asocia pH > 7 con "más ácido".
✅ Estrategia Didáctica:
1. Analogía de la Balanza:
- • pH < 7: La balanza se inclina hacia H⁺ (ácido)
- • pH = 7: La balanza está equilibrada (neutro)
- • pH > 7: La balanza se inclina hacia OH⁻ (básico)
2. Escala Logarítmica:
pH 7.8 significa [H⁺] = 10⁻⁷·⁸ M ≈ 1.58×10⁻⁸ M
Mientras que [OH⁻] = 10⁻⁶·² M ≈ 6.31×10⁻⁷ M
→ Hay 40 veces más OH⁻ que H⁺ (básico)
3. Actividad Práctica:
Usar indicadores (fenolftaleína) en muestras con pH 6.5, 7.0, 7.8 para visualizar la diferencia.
📊 Evaluación del Aprendizaje:
Pregunta de seguimiento: "Si agregamos cloro (hipoclorito de sodio) a la piscina y el pH sube a 8.2, ¿qué sucedió con las concentraciones de H⁺ y OH⁻?"
Respuesta esperada: [H⁺] disminuyó y [OH⁻] aumentó, la solución se volvió más básica.
Caso Pedagógico 2: Polímeros y Medio Ambiente
🎯 Objetivo de Aprendizaje:
Analizar impacto ambiental de polímeros sintéticos y evaluar alternativas sostenibles (CTS-A: Ciencia-Tecnología-Sociedad-Ambiente)
🤔 Preconcepto Común:
"Los plásticos son todos iguales, no se degradan nunca y deberíamos eliminarlos completamente"
📌 Análisis del Preconcepto:
- Simplificación excesiva (existen >50 tipos plásticos con propiedades distintas)
- Ignora beneficios (medicina, transporte, alimentos)
- Desconoce diferencias degradabilidad
🔬 Contenido Científico Riguroso:
| Polímero | Tiempo Degradación | Impacto | Alternativa |
|---|---|---|---|
| PET (botellas) | 450 años | Microplásticos océanos | Reciclaje mecánico/químico |
| HDPE (envases) | 200-500 años | Acumulación vertederos | HDPE reciclado post-consumo |
| PLA (bioplástico) | 6-24 meses (compostaje) | Requiere compostaje industrial | Producido de maíz/caña azúcar |
| PHA (bacterias) | 3-6 meses (suelo/mar) | Biodegradable condiciones naturales | Fermentación bacteriana |
Química detrás:
• PET: [-O-CO-C₆H₄-CO-O-CH₂-CH₂-]ₙ (enlaces éster resistentes hidrólisis)
• PLA: [-O-CH(CH₃)-CO-]ₙ (enlaces éster hidrolizables por enzimas)
• PHA: [-O-CHR-CH₂-CO-]ₙ (poliésteres naturales, biodegradables)
Contexto Chile:
• Ley REP (Responsabilidad Extendida del Productor) 2016
• Meta: 30% reciclaje envases plásticos 2030
• Prohibición bolsas plásticas comercio 2019
🎓 Estrategia Didáctica:
Actividad 1: Investigación grupal (4 grupos)
- Grupo 1: PET - Reciclaje mecánico (botella → botella)
- Grupo 2: Bioplásticos - PLA producción y compostaje
- Grupo 3: Océanos - Microplásticos y cadena alimentaria
- Grupo 4: Economía circular - Modelo 3R (Reducir, Reutilizar, Reciclar)
Actividad 2: Debate estructurado
"¿Debería Chile prohibir todos los plásticos de un solo uso?"
• Equipo PRO: Argumentos ambientales (contaminación, vida marina)
• Equipo CONTRA: Argumentos técnicos/económicos (higiene, costo, disponibilidad)
• Moderador: Solicita evidencia científica para cada argumento
Actividad 3: Proyecto aplicado
Diseñar campaña reducción plásticos en colegio:
1. Auditoría: ¿Qué plásticos usamos? (tipo, cantidad, destino)
2. Análisis: ¿Cuáles son evitables? ¿Cuáles tienen alternativa?
3. Propuesta: Plan 6 meses con metas cuantificables
4. Justificación: Fundamentación química y ambiental
📊 Evaluación:
Criterios (rúbrica):
- Comprensión química: Diferencia estructura PET vs PLA vs PHA (20%)
- Análisis crítico: Identifica ventajas/desventajas con evidencia (30%)
- Propuesta viable: Plan factible con justificación científica (30%)
- Comunicación: Presentación clara, uso correcto términos (20%)
Pregunta síntesis:
"Una empresa te consulta para reemplazar envases PET por PLA. Analiza: (a) ¿Es mejor opción ambientalmente? (b) ¿Qué infraestructura se requiere? (c) ¿Qué comunicarías al consumidor?"
✓ Respuesta esperada integra: Química (hidrólisis enlaces), Tecnología (compostaje industrial), Sociedad (educación consumidor), Ambiente (ciclo de vida)
Caso Pedagógico 3: Energía Nuclear - Debate Informado
🎯 Objetivo de Aprendizaje:
Evaluar riesgo-beneficio de energía nuclear usando evidencia científica para toma de decisiones informadas (Alfabetización Científica)
🤔 Preconcepto Común:
"Radiactividad = peligro = bomba atómica → NO debemos usar energía nuclear en ningún caso"
📌 Raíces del Preconcepto:
- Confusión fisión controlada (central) vs descontrolada (arma)
- Desconocimiento usos médicos (I-131 tiroides, Co-60 cáncer)
- Impacto mediático desastres (Chernóbyl, Fukushima) sin contexto probabilístico
🔬 Contenido Científico - Dualidad Nuclear:
✅ APLICACIONES BENÉFICAS:
- • Medicina: PET (F-18, diagnóstico cáncer), I-131 (hipertiroidismo), Co-60 (radioterapia)
- • Energía: 440 reactores mundo → 10% electricidad global, 0 emisiones CO₂ operación
- • Investigación: Trazadores (C-14, P-32), datación arqueológica/geológica
- • Industria: Esterilización instrumental médico, control calidad soldaduras
⚠️ RIESGOS Y DESAFÍOS:
- • Residuos: U-238 t½=4.5×10⁹ años (almacenamiento geológico 100.000 años)
- • Accidentes: Chernóbyl (1986, error humano+diseño), Fukushima (2011, tsunami)
- • Proliferación: Enriquecimiento U-235 dual uso (reactor vs arma)
- • Economía: Alto costo inicial construcción, desmantelamiento
Química/Física nuclear:
• Fisión: ²³⁵U + n → ⁹⁰Kr + ¹⁴⁴Ba + 2n + 200 MeV (controlada por barras cadmio)
• Desintegración β: ¹³¹I → ¹³¹Xe + β⁻ + ν̄ (t½ = 8 días, emite γ detectables)
• Dosis letal: >4-5 Sv (Sievert) aguda | Exposición fondo natural: 2-3 mSv/año
🎓 Estrategia Didáctica - Debate Estructurado:
Pregunta debate: "¿Debería Chile incorporar energía nuclear a su matriz energética para 2040?"
Fase 1: Investigación fundamentada (2 sesiones)
- • Equipo PRO: Investiga reactores Generación III+ (EPR, AP1000), seguridad pasiva, casos Francia/Suecia
- • Equipo CONTRA: Investiga costo LCOE (levelized cost), renovables Chile (solar/eólica), caso Alemania transición
- • Ambos: Revisar matriz energética Chile actual (50% renovables 2023), meta carbononeutralidad 2050
- • Fuentes: IAEA, IPCC, Comisión Chilena Energía Nuclear, estudios peer-reviewed
Fase 2: Preparación argumentativa
Cada equipo prepara:
1. Argumento técnico (eficiencia, emisiones, residuos)
2. Argumento económico (costo/kWh, inversión, empleos)
3. Argumento social (aceptación pública, educación)
4. Argumento geográfico (sismicidad Chile, agua refrigeración)
5. Contraargumento a posición opuesta
Fase 3: Debate formal (1 sesión)
Formato Oxford:
• Apertura PRO (5 min) → Apertura CONTRA (5 min)
• Refutación cruzada (10 min)
• Preguntas audiencia (10 min)
• Cierre CONTRA (3 min) → Cierre PRO (3 min)
• Votación audiencia (antes/después → cambio opinión = aprendizaje)
📊 Evaluación Multidimensional:
Criterio 1: Rigor Científico (30%)
• Uso correcto datos cuantitativos (Sv, MeV, t½, LCOE)
• Distinción fisión/fusión, dosis/exposición, riesgo absoluto/relativo
• Citas fuentes confiables (IAEA, IPCC, no blogs/redes)
Criterio 2: Pensamiento Crítico (30%)
• Identifica sesgos (ej: lobby energético, activismo ambiental)
• Compara alternativas (nuclear vs carbón vs renovables + almacenamiento)
• Reconoce incertidumbres (costo futuro renovables, cambio tecnológico)
Criterio 3: Comunicación (20%)
• Claridad argumento (estructura lógica)
• Respeto al oponente (no falacias ad hominem)
• Uso evidencia visual (gráficos emisiones CO₂, costos)
Criterio 4: Reflexión Personal (20%)
Ensayo individual post-debate (500 palabras):
"¿Cambió mi posición? ¿Qué argumento del oponente fue más fuerte? ¿Qué información adicional necesitaría para decidir con mayor certeza?"
✓ Objetivo NO es "ganar" debate, sino desarrollar capacidad analizar evidencia y tomar decisiones informadas en temas complejos CTS-A
Caso Pedagógico 3: Reactivo Limitante (Error Frecuente)
❌ Error Detectado en Evaluación:
Problema planteado: Se mezclan 10g de Na con 10g de Cl₂. ¿Cuánto NaCl se forma?
2Na(s) + Cl₂(g) → 2NaCl(s)
Respuesta Típica Incorrecta (45% estudiantes):
"Se forman 20g de NaCl porque la masa se conserva (10g + 10g = 20g)"
🔍 Análisis del Error:
Preconceptos identificados:
- Confusión Ley Conservación Masa: Aplican "suma simple" sin considerar que puede sobrar reactivo
- Ignorar proporciones molares: No calculan moles ni relación estequiométrica
- Pensamiento lineal: "Más reactivos → Más productos" sin límites
✅ Estrategia Didáctica Correctiva:
1. Analogía Concreta: "Fábrica de Sándwiches"
Tienes 10 panes y 10 tajadas de jamón. Para hacer 1 sándwich necesitas 2 panes + 1 jamón.
• ¿Cuántos sándwiches puedes hacer? → 5 sándwiches (limitado por panes)
• ¿Qué sobra? → 5 tajadas jamón
Transferencia: El pan es el "reactivo limitante", igual que en química
2. Solución Guiada Paso a Paso:
Paso 1: Convertir g → mol
Na: 10g ÷ 23 g/mol = 0.43 mol Na
Cl₂: 10g ÷ 71 g/mol = 0.14 mol Cl₂
Paso 2: Aplicar relación estequiométrica (2:1)
Necesito: 2 mol Na por cada 1 mol Cl₂
Si uso 0.14 mol Cl₂ → Necesito 0.14 × 2 = 0.28 mol Na
Tengo: 0.43 mol Na → SOBRA Na → Cl₂ es limitante
Paso 3: Calcular producto (basado en limitante)
0.14 mol Cl₂ × (2 mol NaCl / 1 mol Cl₂) = 0.28 mol NaCl
0.28 mol NaCl × 58.5 g/mol = 16.4g NaCl
Paso 4: Verificar conservación masa
Reactivos consumidos: 0.28 mol Na (6.44g) + 0.14 mol Cl₂ (10g) = 16.44g ≈ 16.4g NaCl ✓
Na sobrante: 0.43 - 0.28 = 0.15 mol (3.5g)
3. Actividad Experimental:
Reacción visual: CuSO₄ azul + Fe → FeSO₄ incoloro + Cu rojo
Variar masas para mostrar que el color azul desaparece cuando CuSO₄ es limitante (evidencia visual del concepto)
📋 Evaluación Formativa:
Pregunta de salida: En la reacción anterior, ¿cuánto Na sobró sin reaccionar?
Indicador de logro: Si el estudiante calcula correctamente 3.5g Na sobrante, demuestra comprensión de reactivo limitante y conservación masa
🎓 Reflexión Docente:
Lección aprendida: Detectar preconceptos mediante evaluación diagnóstica ANTES de enseñar. Usar analogías concretas (sándwiches) como puente cognitivo hacia abstracción química. La estequiometría requiere práctica deliberada en 4 pasos (g→mol→relación→mol→g), no solo memorización de fórmulas.
Caso Pedagógico 4: Equilibrio Químico (Representación Dinámica)
🎯 Dificultad de Aprendizaje:
Estudiantes piensan que en equilibrio "la reacción se detiene" (70% curso inicial)
❌ Preconcepto:
"Equilibrio significa que ya no pasa nada, todo está quieto como una balanza en reposo"
✅ Estrategia: Simulación Digital + Analogía
1. Analogía: "Escalera Mecánica en Metro"
• En hora punta: 50 personas suben/min y 50 personas bajan/min
• Resultado: Población en andén constante (equilibrio dinámico)
• Pero: Personas SIEMPRE están en movimiento (no es equilibrio estático)
Transferencia:
Velocidad(directa) = Velocidad(inversa) → concentraciones constantes → reacciones continuas
2. Demostración: Reacción Reversible Visual
Reacción: Co²⁺(rosa) + 4Cl⁻ ⇌ CoCl₄²⁻(azul)
• Estado inicial: Mezcla violeta (equilibrio inicial)
• Agregar HCl concentrado → azul intenso (equilibrio se desplaza ↑[Cl⁻])
• Diluir con H₂O → rosa intenso (equilibrio vuelve a desplazarse)
• Esperar 30 seg → Color se estabiliza (nuevo equilibrio, pero moléculas siguen reaccionando)
✓ Evidencia macroscópica: Color cambia y se estabiliza
✓ Realidad microscópica: Moléculas reaccionan continuamente en ambas direcciones
3. Representación Gráfica:
Gráfico: Concentración vs Tiempo
⚠️ Aunque concentraciones son constantes, reacciones moleculares continúan en ambas direcciones
📊 Evaluación del Concepto:
Pregunta diagnóstica post-clase:
"En el equilibrio N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, si usáramos nitrógeno radiactivo (¹⁵N)
en el lado de productos, ¿qué esperarías encontrar después de 1 hora?"
✓ Respuesta correcta:
Se encontraría ¹⁵N en ambos lados (NH₃ y N₂), demostrando que las moléculas se descomponen y recombinan continuamente, aunque las concentraciones netas no cambien.
Indicador de logro: Si el estudiante predice ¹⁵N en ambos lados, comprende la naturaleza dinámica del equilibrio
🎓 Reflexión Docente:
El concepto de equilibrio dinámico es contraintuitivo porque contradice la experiencia diaria (equilibrio = reposo). Requiere múltiples representaciones: analogía (metro), demostración (reacción reversible), gráfico (tiempo), experimento mental (isótopos). La comprensión profunda emerge cuando el estudiante puede transitar entre estos niveles de representación.