Estequiometria
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  • 1. ESTEQUIOMETRIA. Estrategias de enseñanza
  • 2. 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.
  • 3. Para entender Química ????
    • Existe el mundo macroscópico el de las observaciones y el mundo microscópico el de los átomos y las moléculas.
  • 4. Macroscópico, microscópico y simbólico.
      • Sensorial átomos, moléculas
    • o perceptivo iones.......
    macroscópico microscópico simbólico Fórmulas y ecuaciones
  • 5. 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”
  • 6. Estequiometria
    • Rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en una reacción.
  • 7. 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.
  • 8. La estequiometria se basa en:
    • Masas atómicas
    • Ley de la conservación de la masa.
  • 9. Masas relativas
      • TALLER
      • Ensalada:Ciruelas y uvas
      • Diferentes semillas: arroz, porotos y garbanzos
  • 10. 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”
  • 11. 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”
  • 12. Definiciones:
    • “ Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química”
    • Reacción : “reacomodo de
    • átomos”.
  • 13. Aplicación
    • Actividad experimental
      • “ Un ciclo de reacciones del
      • cobre”
  • 14. 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.
  • 15. 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.
  • 16. Ejemplos
    • Benceno.
    • Fórmula molecular C 6 H 6
    • Fórmula mínima C H
    • Agua
    • Fórmula mínima H 2 O
    • Fórmula molecular H 2 O
  • 17. 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.
  • 18. 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
  • 19. Composición elemental Fórmula química Masa molar Se calcula Masa de los elementos Masa del compuesto
  • 20. 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.
  • 21. Fórmula mínima: ejercicios
    • Una muestra de un compuesto tiene: 47.98% de Zn y 52.208% de Cl. Determina la fórmula mínima.
  • 22. 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
  • 23. Fórmula mínima y molecular
    • Ejercicio sobre accidente aéreo.
    • Encontrar al asesino y ¿quién fue el asesinado?
  • 24. 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”.
  • 25. 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.
  • 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. 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).
  • 28. 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
  • 29. 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
  • 30. Constante de Avogadro
    • 1 mol de partículas = N A partículas
    • No= N A partículas/ 1 mol de partículas
    • No= Constante de Avogadro
  • 31. 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)
  • 32. 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.
  • 33. Ejercicio
    • En el Mundo somos ~
    • 6, 500, 000 000 de personas
    • ¿Cuántas moles de personas somos en el mundo?
  • 34. 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 !
  • 35. 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
  • 36. 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
  • 37. 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
  • 38. 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
  • 39. 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
  • 40. Relación de n con m,V y N
  • 41. 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
  • 42. 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.
  • 43. 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
  • 44. 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
  • 45. 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.