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La Estequiometría en Contexto Profesor Fabio Garzón Díaz

La Estequiometría en Contexto Profesor Fabio Garzón Díaz Maestría en enseñanza de las ciencias exactas y naturales Facultad de Ciencias Universidad Nacional Colegio Rodrigo Lara Bonilla JN 2012.

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La Estequiometría en Contexto Profesor Fabio Garzón Díaz

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  1. La Estequiometría en Contexto Profesor Fabio Garzón Díaz Maestría en enseñanza de las ciencias exactas y naturales Facultad de Ciencias Universidad Nacional Colegio Rodrigo Lara Bonilla JN 2012

  2. La estequiometria hace parte del lenguaje que los químicos usan para describir las formas de materia y los cambios de composición que aparecen a través de todo el mundo científico. • Esta es una de las partes de la química que facilita hacer esta descripción y aumenta la precisión en las predicciones acerca de los cambios químicos.

  3. Este conocimiento es de gran ayuda en áreas tan diversas como la agricultura, la economía del hogar, ingeniería, geología, física, biología y medicina entre otras. 1 1. Adaptado de Whitten, 1998, 41.

  4. La estequeometría se puede relacionar por medio de analogías con la preparación de alimentos, armar juguetes con fichas como los “arma todo” o los lego y en general con la construcción o descomposición de estructuras complejas en componentes básicos

  5. La estequiometria es útil en muchas de las actividades cotidianas pues el razonamiento que han desarrollado los científicos a lo largo de muchos años de investigación es usado en varias de nuestras actividades diarias.

  6. PROCEDIMIENTO PARA SOLUCIONAR PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS 2: • Plantear el problema con la ecuación química correspondiente. Indicar la sustancia que desea, un signo igual y la masa de la sustancia dada (en gramos). 2. Introducir el factor para convertir la masa de la sustancia dada en moles. El factor de conversión se obtiene del hecho que un mol de sustancia (numerador) es equivalente al peso molecular en gramos de dicha sustancia (denominador) 2. Adaptado de Mortimer, 1983, 43.

  7. 3.Introducir el factor de conversión que relaciona el número de moles de la sustancia deseada con el número de moles de la sustancia dada. 4. Introducir el factor para convertir el número de moles de la sustancia deseada en gramos de la misma. 5. Realizar las operaciones matemáticas indicadas para obtener la respuesta. A continuación encontrarás un ejemplo:

  8. El hidróxido de litio sólido es usado en vehículos espaciales para remover el dióxido de carbono exhalado de los ambientes “vivos” por la formación de carbonato de litio sólido y agua líquida. 3 ¿Qué masa de dióxido de carbono gaseoso puede ser absorbida por un kilogramo de hidróxido de litio? Solución: 1. Usando la descripción de la reacción, se puede escribir la ecuación sin balancear: LiOH(S) + CO2 (g) Li2CO3(s) +H2O(l) 3. Adaptado de Zumdahl, 2000, 110.

  9. La ecuación balanceada es: 2LiOH(S) + CO2 (g) Li2CO3(s) +H2O(l) 2. Se convierte la masa de hidróxido de litio a moles usando la masa molar del hidróxido de litio (6,941 + 16,00 + 1,008 = 23,95g / mol) : 1,00 kg LiOH X 1000g LiOH X 1mol LiOH = 41,8 mol LiOH 1kg LiOH 23.95 g LiOH 3. Para determinar la cantidad de CO2 que reacciona con la cantidad dada de LiOH, la razón molar apropiada es: 1mol CO2 2 mol LiOH

  10. 4. Para calcular las moles necesarias de CO2 para reaccionar con la masa dada de LiOH usamos esta relación molar: 41,8 mol LiOH X 1mol CO2 = 20,9 mol CO2 2 mol LiOH 5. Luego calculamos la masa de CO2 usando su masa molar ( 44,0 g / mol) 20,9 mol CO2 X 44.0 g CO2 = 9,20 X 102 g CO2 1 mol CO2 Así 920g de CO2(g) serán absorbidos por 1,00 kg de LiOH(s)

  11. ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIONES EN SOLUCIÓN Muchas reacciones químicas se realizan en soluciones acuosas. Las cantidades de reactivos para una reacción de este tipo se establecen generalmente en términos de concentración,es decir la cantidad de una sustancia disuelta en un volumen dado de solución. 4 4. Mortimer, 1983, 44.

  12. Las formas más comunes de expresar la concentración de una solución son: • MOLARIDAD • NORMALIDAD • PORCENTAJES PESO A PESO, PESO A VOLUMEN, VOLUMEN A VOLUMEN • MOLALIDAD • PARTES POR MILLÓN

  13. Molaridad (M) o concentración molar. Es una unidad común para expresar la concentración de las disoluciones . Se define como el número de moles de soluto por litro de solución. • Veamos un ejemplo: • Calcular la molaridad (M) de una disolución que contiene 3,65 g de HCl en 2,00 L de disolución. 5 • 5. Adaptado de Whitten, 1998, 97.

  14. Planteamiento: • Se nos da el número de gramos de HCl en 2,00 litros de disolución. Aplicamos la definición de molaridad recordando convertir g de HCl a moles de HCl. • Solución: • ? moles HCl = 3,65 g HCl X 1 mol HCl • L 2,00 L 36,5 g HCl • = 0,0500 moles HCl / L • La concentración de la disolución de HCl es 0,0500 M, y la disolución se denomina ácido clorhídrico 0,0500 M.

  15. Ejercicios de Estequiometría de Reacciones en Solución. • Ejemplos:

  16. Hallar el volumen de disolución de NaOH 0,505 M necesario para reaccionar con 40,0 mL de disolución de H2SO4 0,505 M según la reacción . 6 • H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O • Solución: • 1 mol H2SO4 reacciona con 2 moles de NaOH, del vólumen y la molaridad de la disolución de H2SO4 podemos calcular el número de moles de H2SO4 • 6. Adaptado de Whitten, 1998, 102.

  17. ? moles H2SO4 = 0,0400 L disolución. H2SO4 X 0,505 moles H2SO4 • litros de disolución • = 0,0202 molesH2SO4 • El número de moles deH2SO4 se relaciona con el número de moles de NaOH de la siguiente forma: • ? moles NaOH = 0,0202 moles H2SO4 X 2 moles NaOH • 1 mol H2SO4 • = 0,0404 moles NaOH

  18. Ahora podemos calcular el volumen de disolución de NaOH 0,505 M que contiene 0,0404 moles de NaOH: • ? L de disolución NaOH= 0,0404 moles NaOH X 1.00 L NaOH • 0,505 moles NaOH • = 0, 0800 L de disolución NaOH

  19. ¿Cuántos moles de AgNO3 hay en 25,0 ml de una solución 0,600 M de AgNO3?7 Solución: Puesto que la concentración del AgNO3 en la solución es 0.600 M 0,600 M moles de AgNO3 = 1000 ml de solución de AgNO3 De la cual se obtiene un factor de conversión para resolver el problema: ? moles de AgNO3 =25,0 ml de AgNO3 (0,600 M / 1000 ml ) = 0,0150 moles de AgNO3 7. Adaptado de Mortimer, 1983 ,45.

  20. Una tableta de menta efervescente contiene NaHCO3 como antiácido. Una tableta requiere 34,5 ml de solución 0,138 M para reaccionar completamente. Determine el número de gramos de NaHCO3 que contiene una pastilla. 8 NaHCO3 + HClNaCl + H2O + CO2 Solución: ? NaHCO3 = 34,5 ml soluc. = 0,400 g NaHCO3 8. Adaptado de Zumdahl, 2000, 111.

  21. (0,138 moles HCl) (1 mol NaHCO3) (84,0g NaHCO3) (1000 ml soluc. HCl) (1 mol HCl) (1 mol NaHCO3) El primer factor (obtenido de la molaridad de la solución de HCl) se usa para hallar el número de moles de HCl en la muestra de solución de HCl. El segundo factor (derivado de los coeficientes de la ecuación química) convierte este número de moles de HCl en el número de moles de NaHCO3 que reaccionará con éste. El último factor (derivado del peso fórmula de NaHCO3) convierte los moles de NaHCO3 en gramos de NaHCO3.

  22. Actividad: Ya estás listo para pasar a la práctica. Resuelve la guía de trabajo que te entregará tu profe de acuerdo a sus indicaciones.

  23. Actividad final: Si luego de presentar tus ejercicios y corregirlos sigues con dudas te recomiendo que en tu tiempo libre revises los siguientes videos y lecturas en sitios web. Luego consulta tus dudas con tu profe.

  24. Videos: Estequiometría explicación. Disponible en línea en: http://www.youtube.com/watch?v=uZEe-qEn6Us Hurtado, Isaac. Química V°B Aplicaciones de la estequiometría. Disponible en línea: http://www.youtube.com/watch?v=RaWUK09KRhs Estequiometría. Disponible en línea en: http://www.youtube.com/watch?v=em6s47oC5dk La Estequiometria En La Industria De Alimentos (Grandes Rasgos). (2010, February 28). BuenasTareas.com. Recuperado de: http://www.buenastareas.com/ensayos/La-Estequiometria-En-La-Industria-De/140834.html Aplicaciones De La Estequiometria. (2012, August 22). BuenasTareas.com. Recuperado de http://www.buenastareas.com/ensayos/Aplicaciones-De-La-Estequiometria/5079791.html

  25. Lecturas: Estequiometría. Disponible en línea en: http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Estequiometria.html Estequiometría, mol, peso atómico y pesomolecular. Relaciones. Disponible en línea en: http://www.educarchile.cl/Portal.Base/Web/VerContenido.aspx?ID=139508

  26. Bibliografía: Mortimer, CH. (1983) Química. México: Editorial Iberoamericana Whitten, K., Davis, Raymond, y Peck, Larry. (1998) Química general. Madrid: Mc Graw Hill. Zumdahl, S., and Zumdahl, Susan. (2000) Chemistry. Boston: Houghton Mifflin Company.

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