ESTEQUIOMETRIA. Estrategias de enseñanza

1. ESTEQUIOMETRIA. Estrategias de enseñanza Quím. Myrna Carrillo Chávez Facultad de Química U N A M

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 enseñar Química ???? • Como profesores de Química al dar una clase, nos movemos en diferentes niveles sin darnos cuenta que para el alumno resulta muy problemático. • 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, frijoles 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 C6H6 • Fórmula mínima C H • Agua • Fórmula mínima H2O • Fórmula molecular H2O

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: • H2SO4 • NaClO • CuSO4.5H2O

19. Composición elemental Fórmula química Masa molar Se calcula Masa de los elementos Masa del compuesto

20. Ejercicio • La vitamina “C” o ácido ascórbico (C6 H8 O6) 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 N2H4 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 ZnCl2

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

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 10²³ mol –¹).

28. Mol • Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 Kg de ¹²C • Pero, ¿cuántos átomos hay en 12g de ¹²C ? 6.022 X 10²³ átomos

29. Mol • A este número se le conoce como Número de Avogadro en honor al Químico Italiano del siglo XIX. NA=6.022 X 10²³

30. Constante de Avogadro 1 mol de partículas = NA partículas No= NA 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 1023 personas X mol ------------- 6.5 X 109 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 10²³ átomos= 1 mol de átomos

36. Entonces 6.022 X 10²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu 6.022 X 10²³ átomos de H = 1 mol de átomos de H 6.022 X 10²³ 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 10²³ moléculas de NH3 = 1 mol de moléculas de amoniaco 6.022 X 10²³ moléculas de H20 = 1 mol de moléculas de agua

39. Significa • 1 molécula de NH3 pesa 17 uma • 1 mol de moléculas de amoniaco pesan 17 g • 1 molécula de H2O 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 (H2O) = 1 Kg • volumen V (H2O) = 1 dm3 = 1 L • cantidad de sustancia n (H2O) = 55.6 mol • número de partículas N(H2O) = 33.5 x 1024 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 cm2 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 C18H36O2 • Área de la monocapa (cm2) • 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 • NA= 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.