ESTÁNDAR
Entorno físico (Procesos químicos)
- Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su capacidad de cambio químico.
Ciencia, tecnología y sociedad
- Utilizo modelos biológicos, físicos y químicos para explicar la transformación y conservación de la energía.
- Identifico aplicaciones de diferentes modelos biológicos, químicos y físicos en procesos industriales y en el desarrollo tecnológico; analizo críticamente las implicaciones de sus usos.
COMPONENTE
- Entorno físico (Procesos químicos)
- Ciencia, tecnología y sociedad
INDICADOR DE DESEMPEÑO
De Conocimiento:
- Establezco relaciones entre las diferentes teorías de la estructura de los átomos.
De Desempeño:
- Empleo las leyes ponderables y la tabla periódica para determinar y proyectar propiedades físicas y químicas de los elementos y la formación de compuestos.
METODOLOGÍA/ SECUENCIA DIDÁCTICA
- Unidad didáctica
- Estequiometria (cantidades de reactivos y productos).
- Propósito
- Aplicar 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.
Recuerda que: la estequiometria es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.
Relaciones molares 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. 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:
Relación masa a masa en una reacción
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 que observe los siguientes videos con el fin de afianzar los conocimientos desarrollados en esta guía de aprendizaje:
- Desarrollo Metodológico
- El metanol (CH3OH) se quema en aire de acuerdo con la ecuación
Si se utilizan 209 g de metanol en un proceso de combustión, ¿cuál será la masa de H2O producida?
- ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa mejor la reacción que se muestra en el diagrama?
- 8A + 4B 🡪 C + D
- 4A + 8B 🡪 4C + 4D
- 2A + B 🡪 C + D
- 4A + 2B 🡪 4C + 4D
- 2A + 4B 🡪 C + D
- El amoniaco es el principal fertilizante de nitrógeno. Se obtiene mediante la reacción entre hidrógeno y nitrógeno.
En una reacción particular se produjeron 6.0 moles de NH3. ¿Cuántos moles de H2 y cuántos de N2 entraron en reacción para producir esta cantidad de NH3?
- El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento del Si en cloro gaseoso
En una reacción se producen 0.507 moles de SiCl4. ¿Cuántos moles de cloro molecular se utilizaron en la reacción?
- Ciertos coches de carreras usan metanol (CH3OH, también llamado “alcohol de madera”) como combustible. La combustión del metanol ocurre de acuerdo con la siguiente ecuación
En una reacción específica, 9.8 moles de CH3OH reaccionan con un exceso de O2. Calcule el número de moles de H2O que se forman.
