ESTEQUIOMETRIA. Estrategias de enseñanza
Objetivos <ul><li>Reflexionar sobre las dificultades de enseñar el concepto de  cantidad de sustancia  y su unidad el  mol...
Para entender Química ???? <ul><li>Existe el mundo  macroscópico  el de las observaciones y el mundo  microscópico  el de ...
Macroscópico, microscópico y simbólico. <ul><ul><li>Sensorial  átomos, moléculas </li></ul></ul><ul><li>o perceptivo  ione...
Saber enseñar química es..... <ul><li>Poder aplicar estos tres niveles en una forma relacionada al estudio de un tema, con...
Estequiometria <ul><li>Rama de la química que se encarga del estudio  cuantitativo  de los reactivos y productos que parti...
Estequiometria <ul><li>Palabra derivada del griego </li></ul><ul><li>Stoicheion (elemento) </li></ul><ul><li>Metron  (medi...
La estequiometria se basa en: <ul><li>Masas atómicas </li></ul><ul><li>Ley de la conservación de la masa. </li></ul>
Masas relativas <ul><ul><li>TALLER </li></ul></ul><ul><ul><li>Ensalada:Ciruelas y uvas </li></ul></ul><ul><ul><li>Diferent...
Ley de la conservación de la masa. <ul><li>“ La masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción quími...
Antoine Lavoisier (1734-1794) <ul><li>(1789) “Podemos asentar como axioma incontrovertible que, en todas las operaciones d...
Definiciones: <ul><li>“ Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química” </li></ul><ul><li>Reacción : ...
Aplicación <ul><li>Actividad experimental </li></ul><ul><ul><li>“ Un ciclo de reacciones del </li></ul></ul><ul><ul><li>co...
Reacción química <ul><li>¿Cómo se usan las fórmulas y ecuaciones químicas para representar los  reacomodos de los átomos  ...
Fórmula mínima y molecular <ul><li>Una fórmula química expresa las proporciones relativas de los átomos que constituyen el...
Ejemplos <ul><li>Benceno. </li></ul><ul><li>Fórmula molecular  C 6 H 6 </li></ul><ul><li>Fórmula mínima  C H </li></ul><ul...
Composición elemental <ul><li>La composición en masa o composición elemental es el porcentaje (%) en masa de cada elemento...
Ejercicios <ul><li>Calcular la composición porcentual (%) de cada uno de los elementos en el ácido sulfúrico: </li></ul><u...
Composición elemental Fórmula química Masa molar Se calcula Masa de los elementos Masa del compuesto
Ejercicio <ul><li>La vitamina “C” o ácido ascórbico  (C 6  H 8  O 6 ) ayuda a prevenir la enfermedad conocida como escorbu...
Fórmula mínima: ejercicios <ul><li>Una muestra de un compuesto tiene: 47.98% de Zn y 52.208% de Cl. Determina la fórmula m...
Respuesta   <ul><li>47.98 g Zn x 1 mol Zn/65.3 g = 0.7347 mol </li></ul><ul><li>52.208 g Cl x 1 mol Cl /35.5 g= 1.4706 mol...
Fórmula mínima y molecular <ul><li>Ejercicio sobre accidente aéreo. </li></ul><ul><li>Encontrar al asesino y ¿quién fue el...
Cantidad de sustancia y el mol. Dificultades en su enseñanza. <ul><li>Los químicos NO se ponen de acuerdo en la definición...
Cantidad de sustancia <ul><li>El concepto “cantidad de sustancia”, aparece en 1971 como una magnitud  diferente de la masa...
Sistema Internacional de unidades Magnitud Nombre de la unidad Símbolo de la unidad longitud metro m masa kilogramo Kg tie...
IUPAC  (2001) <ul><li>“ cantidad de sustancia” o “cantidad química” es proporcional al número de entidades elementales-esp...
Mol  <ul><li>Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 Kg de  ¹² ...
Mol <ul><li>A este número se le conoce como Número de Avogadro en honor al Químico Italiano del siglo XIX. </li></ul><ul><...
Constante de Avogadro <ul><li>1 mol de partículas =  N A partículas </li></ul><ul><li>No=  N A partículas/ 1 mol de partíc...
Mol:  ejercicio <ul><li>¿Qué tan grande es un mol de granos de arroz? </li></ul><ul><li>Consideremos que un grano de arroz...
Mol <ul><li>¿Qué tan grande es ésta cantidad? </li></ul><ul><li>Producción anual de china  ~200 millones de toneladas de a...
Ejercicio <ul><li>En el Mundo somos  ~ </li></ul><ul><li>6, 500, 000 000 de personas </li></ul><ul><li>¿Cuántas moles de p...
respuesta <ul><li>1 mol  --------------  6.02  X  10 23  personas  </li></ul><ul><li>X  mol  -------------  6.5  X  10 9  ...
Mol de átomos: El mol nos deja usar la balanza. <ul><li>No podemos medir la masa de cada átomo individualmente, pero si po...
Entonces   <ul><li>6.022 X 10 ²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu </li></ul><ul><li>6.022 X 10 ²³ átomos de H = 1 mol d...
Mol y uma <ul><li>Masa atómica del Cu= 63.54 </li></ul><ul><li>Significa </li></ul><ul><li>1 átomo de Cu pesa 63.54 uma </...
Si hablamos de moléculas: <ul><li>6.022 X 10 ²³ moléculas de NH 3  = 1 mol de moléculas de amoniaco </li></ul><ul><li>6.02...
Significa <ul><li>1 molécula de NH 3   pesa 17 uma </li></ul><ul><li>1 mol de moléculas de amoniaco pesan 17 g </li></ul><...
Relación de n con m,V y N
Ejemplo de relación de n con m,V y N <ul><li>una sustancia puede expresarse de diferentes maneras: </li></ul><ul><li>Agua ...
Actividad experimental <ul><li>¿Cómo contar algo que No podemos ver? </li></ul><ul><li>Estimación de la constante de Avoga...
Cálculos y resultados <ul><li>En la bibliografia se reporta: </li></ul><ul><li>Área de una molécula = 2.1 x 10 -15   cm 2 ...
Cálculos y resultados <ul><li>Ácido esteárico  C 18 H 36 O 2 </li></ul><ul><li>Área de la monocapa (cm 2 ) </li></ul><ul><...
Manos a la obra <ul><li>Una vez que tengas el resultado, analízalo, comenta con tus compañeros las posibles fuentes de err...
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Estequiometria

  1. 1. ESTEQUIOMETRIA. Estrategias de enseñanza
  2. 2. Objetivos <ul><li>Reflexionar sobre las dificultades de enseñar el concepto de cantidad de sustancia y su unidad el mol. </li></ul><ul><li>Comprender el por qué en Química, ante la imposibilidad de contar las partículas, se pesan las sustancias. </li></ul>
  3. 3. Para entender Química ???? <ul><li>Existe el mundo macroscópico el de las observaciones y el mundo microscópico el de los átomos y las moléculas. </li></ul>
  4. 4. Macroscópico, microscópico y simbólico. <ul><ul><li>Sensorial átomos, moléculas </li></ul></ul><ul><li>o perceptivo iones....... </li></ul>macroscópico microscópico simbólico Fórmulas y ecuaciones
  5. 5. Saber enseñar química es..... <ul><li>Poder aplicar estos tres niveles en una forma relacionada al estudio de un tema, concepto, fenómeno, etcétera. </li></ul><ul><li>sensorial modelo </li></ul>“ Macro” “ Micro”
  6. 6. Estequiometria <ul><li>Rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en una reacción. </li></ul>
  7. 7. Estequiometria <ul><li>Palabra derivada del griego </li></ul><ul><li>Stoicheion (elemento) </li></ul><ul><li>Metron (medida) </li></ul><ul><li>“ Es una herramienta indispensable en química” </li></ul><ul><li>Aplicaciones: procesos muy diversos a nuestro alrededor y rendimiento en las reacciones químicas. </li></ul>
  8. 8. La estequiometria se basa en: <ul><li>Masas atómicas </li></ul><ul><li>Ley de la conservación de la masa. </li></ul>
  9. 9. Masas relativas <ul><ul><li>TALLER </li></ul></ul><ul><ul><li>Ensalada:Ciruelas y uvas </li></ul></ul><ul><ul><li>Diferentes semillas: arroz, porotos y garbanzos </li></ul></ul>
  10. 10. Ley de la conservación de la masa. <ul><li>“ La masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción” </li></ul>
  11. 11. Antoine Lavoisier (1734-1794) <ul><li>(1789) “Podemos asentar como axioma incontrovertible que, en todas las operaciones del arte y de la naturaleza, nada se crea; existe una cantidad igual de materia tanto antes como después del experimento” </li></ul>
  12. 12. Definiciones: <ul><li>“ Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química” </li></ul><ul><li>Reacción : “reacomodo de </li></ul><ul><li>átomos”. </li></ul>
  13. 13. Aplicación <ul><li>Actividad experimental </li></ul><ul><ul><li>“ Un ciclo de reacciones del </li></ul></ul><ul><ul><li>cobre” </li></ul></ul>
  14. 14. Reacción química <ul><li>¿Cómo se usan las fórmulas y ecuaciones químicas para representar los reacomodos de los átomos que tienen lugar en las reacciones químicas? </li></ul><ul><li>Las sustancias se pueden representar por fórmulas, las cuáles nos proporcionan mucha información. </li></ul>
  15. 15. Fórmula mínima y molecular <ul><li>Una fórmula química expresa las proporciones relativas de los átomos que constituyen el compuesto. </li></ul><ul><li>Una fórmula molecular, además expresa el número de átomos de cada elemento que forman una molécula del compuesto. </li></ul><ul><li>Una fórmula mínima es la reducción de una fórmula molecular o su mínima expresión entera. </li></ul>
  16. 16. Ejemplos <ul><li>Benceno. </li></ul><ul><li>Fórmula molecular C 6 H 6 </li></ul><ul><li>Fórmula mínima C H </li></ul><ul><li>Agua </li></ul><ul><li>Fórmula mínima H 2 O </li></ul><ul><li>Fórmula molecular H 2 O </li></ul>
  17. 17. Composición elemental <ul><li>La composición en masa o composición elemental es el porcentaje (%) en masa de cada elemento en un compuesto o en una especie química. </li></ul>
  18. 18. Ejercicios <ul><li>Calcular la composición porcentual (%) de cada uno de los elementos en el ácido sulfúrico: </li></ul><ul><li>H 2 SO 4 </li></ul><ul><li>NaClO </li></ul><ul><li>CuSO 4 .5H 2 O </li></ul>
  19. 19. Composición elemental Fórmula química Masa molar Se calcula Masa de los elementos Masa del compuesto
  20. 20. Ejercicio <ul><li>La vitamina “C” o ácido ascórbico (C 6 H 8 O 6 ) ayuda a prevenir la enfermedad conocida como escorbuto y su consumo protege contra los resfriados comunes. Calcula la composición elemental de la vitamina C a partir de su fórmula química. </li></ul><ul><li>La fórmula molecular de la hidracina es N 2 H 4 determina su composición elemental. </li></ul>
  21. 21. Fórmula mínima: ejercicios <ul><li>Una muestra de un compuesto tiene: 47.98% de Zn y 52.208% de Cl. Determina la fórmula mínima. </li></ul>
  22. 22. Respuesta <ul><li>47.98 g Zn x 1 mol Zn/65.3 g = 0.7347 mol </li></ul><ul><li>52.208 g Cl x 1 mol Cl /35.5 g= 1.4706 mol </li></ul><ul><li>0.7347/0.7347 = 1 1.4706/0.7347 = 2 </li></ul><ul><li>ZnCl 2 </li></ul>
  23. 23. Fórmula mínima y molecular <ul><li>Ejercicio sobre accidente aéreo. </li></ul><ul><li>Encontrar al asesino y ¿quién fue el asesinado? </li></ul>
  24. 24. Cantidad de sustancia y el mol. Dificultades en su enseñanza. <ul><li>Los químicos NO se ponen de acuerdo en la definición del mol. </li></ul><ul><li>El mol se enseña como una idea matemática abstracta. </li></ul><ul><li>Los estudiantes no tienen seguridad en la comprensión de los conceptos previos al mol. </li></ul><ul><li>El número de Avogadro no se puede “ver”. </li></ul>
  25. 25. Cantidad de sustancia <ul><li>El concepto “cantidad de sustancia”, aparece en 1971 como una magnitud diferente de la masa. </li></ul><ul><li>Su introducción hace posible “contar” en el nivel microscópico las entidades elementales, a partir de las masas o los volumenes de combinación de las sustancias que reaccionan. </li></ul>
  26. 26. Sistema Internacional de unidades Magnitud Nombre de la unidad Símbolo de la unidad longitud metro m masa kilogramo Kg tiempo segundo s Intensidad de corriente amperio A temperatura kelvin K Cantidad de sustancia mol mol Intensidad luminosa candela cd
  27. 27. IUPAC (2001) <ul><li>“ cantidad de sustancia” o “cantidad química” es proporcional al número de entidades elementales-especificadas por una fórmula química- de las cuáles la sustancia está compuesta. El factor de proporcionalidad es el recíproco de la constante de Avogadro (6.022 X 10 ²³ mol –¹). </li></ul>
  28. 28. Mol <ul><li>Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 Kg de ¹² C </li></ul><ul><li>Pero, ¿cuántos átomos hay en 12g de ¹² C ? </li></ul><ul><li>6.022 X 10 ²³ átomos </li></ul>
  29. 29. Mol <ul><li>A este número se le conoce como Número de Avogadro en honor al Químico Italiano del siglo XIX. </li></ul><ul><li>N A = 6.022 X 10 ²³ </li></ul>
  30. 30. Constante de Avogadro <ul><li>1 mol de partículas = N A partículas </li></ul><ul><li>No= N A partículas/ 1 mol de partículas </li></ul><ul><li>No= Constante de Avogadro </li></ul>
  31. 31. Mol: ejercicio <ul><li>¿Qué tan grande es un mol de granos de arroz? </li></ul><ul><li>Consideremos que un grano de arroz pesa 1.66 X 10 -5 Kg </li></ul><ul><li>La masa de un mol de granos de arroz sería= </li></ul><ul><li>10 000 000 000 000 000 000 </li></ul><ul><li>(10 trillones de Kg) </li></ul>
  32. 32. Mol <ul><li>¿Qué tan grande es ésta cantidad? </li></ul><ul><li>Producción anual de china ~200 millones de toneladas de arroz (2 x 10¹¹ Kg) </li></ul><ul><li>La masa de un mol de granos de arroz es 50 000 000 de veces mayor. Por lo tanto China necesita 50 millones de años para producir 1 mol de granos de arroz. </li></ul>
  33. 33. Ejercicio <ul><li>En el Mundo somos ~ </li></ul><ul><li>6, 500, 000 000 de personas </li></ul><ul><li>¿Cuántas moles de personas somos en el mundo? </li></ul>
  34. 34. respuesta <ul><li>1 mol -------------- 6.02 X 10 23 personas </li></ul><ul><li>X mol ------------- 6.5 X 10 9 personas </li></ul><ul><li>X= 1.079 x 10 -14 moles de personas </li></ul><ul><li>¡ NI SIQUIERA SOMOS UN MOL ! </li></ul>
  35. 35. Mol de átomos: El mol nos deja usar la balanza. <ul><li>No podemos medir la masa de cada átomo individualmente, pero si podemos medir la masa de un grupo representativo de átomos y compararla con una masa de otro número igual de un átomo distinto. </li></ul><ul><li>6.022 X 10 ²³ átomos= 1 mol de átomos </li></ul>
  36. 36. Entonces <ul><li>6.022 X 10 ²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu </li></ul><ul><li>6.022 X 10 ²³ átomos de H = 1 mol de átomos de H </li></ul><ul><li>6.022 X 10 ²³ átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe </li></ul>
  37. 37. Mol y uma <ul><li>Masa atómica del Cu= 63.54 </li></ul><ul><li>Significa </li></ul><ul><li>1 átomo de Cu pesa 63.54 uma </li></ul><ul><li>1 mol de átomos de Cu pesa 63.54 g </li></ul>
  38. 38. Si hablamos de moléculas: <ul><li>6.022 X 10 ²³ moléculas de NH 3 = 1 mol de moléculas de amoniaco </li></ul><ul><li>6.022 X 10 ²³ moléculas de H 2 0 = 1 mol de moléculas de agua </li></ul>
  39. 39. Significa <ul><li>1 molécula de NH 3 pesa 17 uma </li></ul><ul><li>1 mol de moléculas de amoniaco pesan 17 g </li></ul><ul><li>1 molécula de H 2 O pesa 18 uma </li></ul><ul><li>1 mol de moléculas de agua pesas 18 g </li></ul>
  40. 40. Relación de n con m,V y N
  41. 41. Ejemplo de relación de n con m,V y N <ul><li>una sustancia puede expresarse de diferentes maneras: </li></ul><ul><li>Agua </li></ul><ul><li>masa m (H 2 O) = 1 Kg </li></ul><ul><li>volumen V (H 2 O) = 1 dm3 = 1 L </li></ul><ul><li>cantidad de sustancia n (H 2 O) = 55.6 mol </li></ul><ul><li>número de partículas N(H 2 O) = 33.5 x 10 24 moléculas </li></ul>
  42. 42. Actividad experimental <ul><li>¿Cómo contar algo que No podemos ver? </li></ul><ul><li>Estimación de la constante de Avogadro </li></ul><ul><li>Formación de una capa monomolecular, utilizando un ácido graso (ácido esteárico). </li></ul><ul><li>Determinar el número de moléculas que hay en una mol de ácido esteárico. </li></ul>
  43. 43. Cálculos y resultados <ul><li>En la bibliografia se reporta: </li></ul><ul><li>Área de una molécula = 2.1 x 10 -15 cm 2 </li></ul><ul><li>Se conoce: </li></ul><ul><li>No. de gotas/ mL </li></ul><ul><li>No. de gotas que se usaron en el experimento </li></ul><ul><li>Concentración ácido= 1.3 x 10 -3 g/mL </li></ul><ul><li>Masa molar del ácido (284.48 g/mol) </li></ul><ul><li>Área de la monocapa que se formó </li></ul>
  44. 44. Cálculos y resultados <ul><li>Ácido esteárico C 18 H 36 O 2 </li></ul><ul><li>Área de la monocapa (cm 2 ) </li></ul><ul><li>Número de moléculas en la monocapa =área de la monocapa/área de la molécula </li></ul><ul><li>volumen de ácido en la monocapa = gotas en la monocapa/ gotas/mL </li></ul><ul><li>Gramos en una gota = volumen en una gota x concentración del ácido </li></ul><ul><li>Mol de ácido esteárico= gramos de ác. /masa molar del ácido esteárico g/mol </li></ul><ul><li>N A = No. de moléculas / mol de ácido esteárico </li></ul>
  45. 45. Manos a la obra <ul><li>Una vez que tengas el resultado, analízalo, comenta con tus compañeros las posibles fuentes de error y lleguen a una conclusión. </li></ul>
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