ESTÁNDAR
Entorno físico:
- Explico condiciones de cambio y conservación en diversos sistemas teniendo en cuenta transferencia y transporte de energía y su interacción con la materia.
Ciencia, tecnología y sociedad:
- Identifico aplicaciones de algunos conocimientos sobre la herencia y la reproducción al mejoramiento de la calidad de vida de las poblaciones.
- Identifico aplicaciones comerciales e industriales del transporte de energía y de las interacciones de la materia.
COMPONENTE
- Entorno físico.
- Ciencia, tecnología y sociedad.
INDICADOR DE DESEMPEÑO
De Conocimiento:
- Comparo masa, peso, cantidad de sustancia y densidad de diferentes materiales.
De Desempeño:
- Establezco relaciones entre los componentes de una solución y represento cuantitativamente el grado de concentración utilizando algunas expresiones matemáticas.
METODOLOGÍA/ SECUENCIA DIDÁCTICA
- Unidad didáctica
- Estequiometría (cantidades de reactivos y productos).
- Propósito
Aplique a través de ejercicios estequiométricos los conceptos desarrollados sobre las cantidades de reactivos y productos en las ecuaciones químicas.
- Desarrollo cognitivo instruccional
Cantidades de reactivos y productos
Una pregunta básica que surge en el laboratorio químico es: “¿qué cantidad de producto se obtendrá a partir de cantidades determinadas de las materias primas (reactivos)?” O bien, en algunos casos la pregunta se plantea de manera inversa: “¿qué cantidad de materia prima se debe utilizar para obtener una cantidad determinada del producto?” Para interpretar una reacción en forma cuantitativa necesitamos aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol.
La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.
Independientemente de que las unidades utilizadas para los reactivos (o productos) sean moles, gramos, litros (para los gases) u otras unidades, para calcular la cantidad de producto formado en una ecuación utilizamos moles. Este método se denomina método del mol, que significa que los coeficientes estequiométricos en una reacción química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia.
Cálculo mol a mol
Por ejemplo, el amoniaco se sintetiza industrialmente a partir del hidrógeno y el nitrógeno de la siguiente manera:
Los coeficientes estequiométricos muestran que una molécula de N2 reacciona con tres moléculas de H2 para formar dos moléculas de NH3. De aquí se desprende que los números relativos de los moles son los mismos que el número relativo de las moléculas:
Por lo tanto, esta ecuación también se lee como “1 mol de gas N2 se combina con 3 moles de gas H2 para formar 2 moles de gas NH3”. En cálculos estequiométricos, decimos que tres moles de H2 equivalen a dos moles de NH3, es decir, 3 moles H2 ≈ 2 moles de NH3.
Donde el símbolo ≈ significa “estequiométricamente equivale a” o solo “equivale a”. Esta relación permite escribir los factores de conversión:
De igual modo, tenemos 1 mol de N2 ≈ 2 moles de NH3 y 1 mol de N2 ≈ 3 moles de H2.
Consideremos un simple ejemplo en el que 6,0 moles de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3. Para calcular la cantidad producida de NH3 en moles, usamos el factor de conversión con H2 en el denominador y escribimos:
Cálculo masa a masa
Ahora suponga que 16.0 g de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3. ¿Cuántos gramos de NH3 se formarán? Para hacer este cálculo, observe que el vínculo entre H2 y NH3 es la razón molar de la ecuación balanceada. Así que primero necesitamos convertir gramos de H2 a moles de H2, después a moles de NH3 y finalmente a gramos de NH3. Los pasos de conversión son:
Primero, convertimos 16,0 g de H2 al número de moles de H2 mediante la masa molar de H2 como factor de conversión:
Después, calculamos el número de moles de NH3 producido,
Por último, calculamos la masa de NH3 producido en gramos mediante su masa molar como factor de conversión.
Estos cálculos se combinan en un solo paso:
De manera similar, calculamos la masa consumida en esta reacción en gramos de N2. Los pasos de conversión son:
Mediante la relación 1 mol de N2 ≈ 3 moles de H2, escribimos:
El método general para resolver problemas de estequiometría se resume a continuación:
1. Escriba una ecuación balanceada de la reacción.
2. Convierta la cantidad conocida del reactivo (en gramos u otras unidades) a número de moles.
3. Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles del producto formado.
4. Convierta los moles de producto en gramos (u otras unidades) de producto.
Ejemplo: Los alimentos que ingerimos son degradados o destruidos en el cuerpo para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y otras funciones. La ecuación general global para este complicado proceso está representada por la degradación de la glucosa (C6H12O6) en dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O):
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo, ¿cuál será la masa de CO2 producida?
Estrategia: Según la ecuación balanceada, ¿cómo comparamos las cantidades de C6H12O6 y CO2? Las podemos comparar con base en la relación molar de la ecuación balanceada. ¿Cómo convertimos los gramos de C6H12O6 en moles de este compuesto? Una vez que determinamos los moles de CO2 mediante la relación molar de la ecuación balanceada, ¿cómo los convertimos en gramos de CO2?
Paso 1: La ecuación balanceada se proporciona en el problema.
Paso 2: Para convertir gramos de C6H12O6 a moles del mismo compuesto, escribimos:
Paso 3: En la relación molar, observamos que 1 mol de C6H12O6 ≈ 6 moles de CO2.
Por lo tanto, el número de moles de CO2 formado es:
Paso 4: Por último, el número de gramos de CO2 formado resulta de:
Con un poco de práctica, podremos combinar los factores de conversión.
En una ecuación:
Verificación: ¿La respuesta parece ser razonable? ¿La masa de CO2 producido debe ser mayor que la masa de C6H12O6 que reaccionó, aun cuando la masa molar de CO2 sea considerablemente menor que la masa molar de C6H12O6? ¿Cuál es la relación molar entre CO2 y C6H12O6?
Se le recomienda observe los siguientes videos con el fin de afianzar los conocimientos desarrollados en esta guía de aprendizaje:
- Desarrollo Metodológico
Actividad:
- Indica cuáles son los reactivos y productos de la reacción química representada por la ecuación siguiente, y señala en qué estado de agregación aparecen.
Mg (s) + 2 HCl (aq) 🡪 MgCl2 (aq) + H2 (g)
- ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa mejor la reacción que se muestra en el diagrama?
- 2A + 4B 🡪 C + D
- 2A + B 🡪 C + D
- 8A + 4B 🡪 C + D
- 4A + 8B 🡪 4C + 4D
- 4A + 2B 🡪 4C + 4D
- El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento del Si en cloro gaseoso
En una reacción se producen 1.014 moles de SiCl4. ¿Cuántos moles de cloro molecular se utilizaron en la reacción?
- El pasó final en la producción del metal cromo consiste en la reacción del óxido de cromo (III) con silicio a alta temperatura:
2 Cr2O3 (s) + 3 Si (s) 🡪 4 Cr (s) + 3 SiO2 (s)
- ¿Cuántos moles de Si reaccionan con 5 moles de Cr2O3?
- ¿Cuántos moles de cromo metálico se forman?
- El amoniaco es el principal fertilizante de nitrógeno. Se obtiene mediante la reacción entre hidrógeno y nitrógeno.
En una reacción particular se produjeron 12,0 moles de NH3. ¿Cuántos moles de H2 y cuántos de N2 entraron en reacción para producir esta cantidad de NH3?
