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    Estequiometria Estequiometria Presentation Transcript

    • ESTEQUIOMETRIA. Estrategias de enseñanza
    • Objetivos
      • Reflexionar sobre las dificultades de enseñar el concepto de cantidad de sustancia y su unidad el mol.
      • Comprender el por qué en Química, ante la imposibilidad de contar las partículas, se pesan las sustancias.
    • Para entender Química ????
      • Existe el mundo macroscópico el de las observaciones y el mundo microscópico el de los átomos y las moléculas.
    • Macroscópico, microscópico y simbólico.
        • Sensorial átomos, moléculas
      • o perceptivo iones.......
      macroscópico microscópico simbólico Fórmulas y ecuaciones
    • Saber enseñar química es.....
      • Poder aplicar estos tres niveles en una forma relacionada al estudio de un tema, concepto, fenómeno, etcétera.
      • sensorial modelo
      “ Macro” “ Micro”
    • Estequiometria
      • Rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en una reacción.
    • Estequiometria
      • Palabra derivada del griego
      • Stoicheion (elemento)
      • Metron (medida)
      • “ Es una herramienta indispensable en química”
      • Aplicaciones: procesos muy diversos a nuestro alrededor y rendimiento en las reacciones químicas.
    • La estequiometria se basa en:
      • Masas atómicas
      • Ley de la conservación de la masa.
    • Masas relativas
        • TALLER
        • Ensalada:Ciruelas y uvas
        • Diferentes semillas: arroz, porotos y garbanzos
    • Ley de la conservación de la masa.
      • “ La masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción”
    • Antoine Lavoisier (1734-1794)
      • (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”
    • Definiciones:
      • “ Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química”
      • Reacción : “reacomodo de
      • átomos”.
    • Aplicación
      • Actividad experimental
        • “ Un ciclo de reacciones del
        • cobre”
    • Reacción química
      • ¿Cómo se usan las fórmulas y ecuaciones químicas para representar los reacomodos de los átomos que tienen lugar en las reacciones químicas?
      • Las sustancias se pueden representar por fórmulas, las cuáles nos proporcionan mucha información.
    • Fórmula mínima y molecular
      • Una fórmula química expresa las proporciones relativas de los átomos que constituyen el compuesto.
      • Una fórmula molecular, además expresa el número de átomos de cada elemento que forman una molécula del compuesto.
      • Una fórmula mínima es la reducción de una fórmula molecular o su mínima expresión entera.
    • Ejemplos
      • Benceno.
      • Fórmula molecular C 6 H 6
      • Fórmula mínima C H
      • Agua
      • Fórmula mínima H 2 O
      • Fórmula molecular H 2 O
    • Composición elemental
      • La composición en masa o composición elemental es el porcentaje (%) en masa de cada elemento en un compuesto o en una especie química.
    • Ejercicios
      • Calcular la composición porcentual (%) de cada uno de los elementos en el ácido sulfúrico:
      • H 2 SO 4
      • NaClO
      • CuSO 4 .5H 2 O
    • Composición elemental Fórmula química Masa molar Se calcula Masa de los elementos Masa del compuesto
    • Ejercicio
      • 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.
      • La fórmula molecular de la hidracina es N 2 H 4 determina su composición elemental.
    • Fórmula mínima: ejercicios
      • Una muestra de un compuesto tiene: 47.98% de Zn y 52.208% de Cl. Determina la fórmula mínima.
    • Respuesta
      • 47.98 g Zn x 1 mol Zn/65.3 g = 0.7347 mol
      • 52.208 g Cl x 1 mol Cl /35.5 g= 1.4706 mol
      • 0.7347/0.7347 = 1 1.4706/0.7347 = 2
      • ZnCl 2
    • Fórmula mínima y molecular
      • Ejercicio sobre accidente aéreo.
      • Encontrar al asesino y ¿quién fue el asesinado?
    • Cantidad de sustancia y el mol. Dificultades en su enseñanza.
      • Los químicos NO se ponen de acuerdo en la definición del mol.
      • El mol se enseña como una idea matemática abstracta.
      • Los estudiantes no tienen seguridad en la comprensión de los conceptos previos al mol.
      • El número de Avogadro no se puede “ver”.
    • Cantidad de sustancia
      • El concepto “cantidad de sustancia”, aparece en 1971 como una magnitud diferente de la masa.
      • 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.
    • 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
    • IUPAC (2001)
      • “ 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).
    • Mol
      • Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 Kg de ¹² C
      • Pero, ¿cuántos átomos hay en 12g de ¹² C ?
      • 6.022 X 10 ²³ átomos
    • Mol
      • A este número se le conoce como Número de Avogadro en honor al Químico Italiano del siglo XIX.
      • N A = 6.022 X 10 ²³
    • Constante de Avogadro
      • 1 mol de partículas = N A partículas
      • No= N A partículas/ 1 mol de partículas
      • No= Constante de Avogadro
    • Mol: ejercicio
      • ¿Qué tan grande es un mol de granos de arroz?
      • Consideremos que un grano de arroz pesa 1.66 X 10 -5 Kg
      • La masa de un mol de granos de arroz sería=
      • 10 000 000 000 000 000 000
      • (10 trillones de Kg)
    • Mol
      • ¿Qué tan grande es ésta cantidad?
      • Producción anual de china ~200 millones de toneladas de arroz (2 x 10¹¹ Kg)
      • 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.
    • Ejercicio
      • En el Mundo somos ~
      • 6, 500, 000 000 de personas
      • ¿Cuántas moles de personas somos en el mundo?
    • respuesta
      • 1 mol -------------- 6.02 X 10 23 personas
      • X mol ------------- 6.5 X 10 9 personas
      • X= 1.079 x 10 -14 moles de personas
      • ¡ NI SIQUIERA SOMOS UN MOL !
    • Mol de átomos: El mol nos deja usar la balanza.
      • 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.
      • 6.022 X 10 ²³ átomos= 1 mol de átomos
    • Entonces
      • 6.022 X 10 ²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu
      • 6.022 X 10 ²³ átomos de H = 1 mol de átomos de H
      • 6.022 X 10 ²³ átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe
    • Mol y uma
      • Masa atómica del Cu= 63.54
      • Significa
      • 1 átomo de Cu pesa 63.54 uma
      • 1 mol de átomos de Cu pesa 63.54 g
    • Si hablamos de moléculas:
      • 6.022 X 10 ²³ moléculas de NH 3 = 1 mol de moléculas de amoniaco
      • 6.022 X 10 ²³ moléculas de H 2 0 = 1 mol de moléculas de agua
    • Significa
      • 1 molécula de NH 3 pesa 17 uma
      • 1 mol de moléculas de amoniaco pesan 17 g
      • 1 molécula de H 2 O pesa 18 uma
      • 1 mol de moléculas de agua pesas 18 g
    • Relación de n con m,V y N
    • Ejemplo de relación de n con m,V y N
      • una sustancia puede expresarse de diferentes maneras:
      • Agua
      • masa m (H 2 O) = 1 Kg
      • volumen V (H 2 O) = 1 dm3 = 1 L
      • cantidad de sustancia n (H 2 O) = 55.6 mol
      • número de partículas N(H 2 O) = 33.5 x 10 24 moléculas
    • Actividad experimental
      • ¿Cómo contar algo que No podemos ver?
      • Estimación de la constante de Avogadro
      • Formación de una capa monomolecular, utilizando un ácido graso (ácido esteárico).
      • Determinar el número de moléculas que hay en una mol de ácido esteárico.
    • Cálculos y resultados
      • En la bibliografia se reporta:
      • Área de una molécula = 2.1 x 10 -15 cm 2
      • Se conoce:
      • No. de gotas/ mL
      • No. de gotas que se usaron en el experimento
      • Concentración ácido= 1.3 x 10 -3 g/mL
      • Masa molar del ácido (284.48 g/mol)
      • Área de la monocapa que se formó
    • Cálculos y resultados
      • Ácido esteárico C 18 H 36 O 2
      • Área de la monocapa (cm 2 )
      • Número de moléculas en la monocapa =área de la monocapa/área de la molécula
      • volumen de ácido en la monocapa = gotas en la monocapa/ gotas/mL
      • Gramos en una gota = volumen en una gota x concentración del ácido
      • Mol de ácido esteárico= gramos de ác. /masa molar del ácido esteárico g/mol
      • N A = No. de moléculas / mol de ácido esteárico
    • Manos a la obra
      • Una vez que tengas el resultado, analízalo, comenta con tus compañeros las posibles fuentes de error y lleguen a una conclusión.