UNIDAD 1, ESTEQUIOMETRÍA

UNIDAD 1   ESTEQUIOMETRÍA

ACTIVIDAD 1   De la lectura anterior realiza un cuadro mental y publicarlo.

1.1. ANTECEDENTES  HISTÓRICOS

       La enseñanza universitaria de los conceptos de cantidad de sustancia y mol es completamente ahistórica y la problemática.

Podemos decir que el concepto de mol tiene su origen en 1900 con el desarrollo que adquirió la estequiometria como materia de estudio. La estequiometria surge en 1792 cuando el químico alemán Benjamín Richter, al igual que otros químicos de la época, quiso hacer una matematización de la química, como se había hecho con la física. Richter buscaba obtener las proporciones en masa con que se combinaban las sustancias, encontrar regularidades numéricas y poder inducir una ley que fundamentara la química. Este programa de investigación abrió la puerta al paradigma equivalentista, que orientó hacia el desarrollo del análisis químico y rechazó la existencia de los átomos y las moléculas.

Por otra parte en 1802, Proust enuncia su ley de las proporciones definidas en la que propugna la composición constante de las sustancias no importando de dónde provengan. Esto es asumido por Dalton, quien a su vez defiende que las sustancias se combinan de forma simple átomo a átomo. Dalton, al mismo tiempo que enuncia su regla de máxima simplicidad y la ley de las proporciones múltiples, enuncia la hipótesis atómica, que da paso a la determinación de las masas atómicas. Con la existencia de dos paradigmas encontrados en el siglo xix surge un nuevo debate sobre lo que son los compuestos y las sustancias.

Con los experimentos de Gay-Lussac y las hipótesis de Avogadro se le da un nuevo impulso a la hipótesis atómica, pero dadas las dificultades experimentales de la época y el rechazo a la existencia de moléculas formadas por átomos iguales es finalmente rechazada por la mayoría de los químicos. Sin embargo, la simplicidad de la nomenclatura atómica hace que durante todo el siglo existan dificultades de comunicación por la utilización de diversos tipos de nomenclaturas. No es sino hasta el congreso de Karlsruhe, en 1860, cuando finalmente se acepta la existencia de moléculas formadas por átomos iguales, gracias a Cannizzaro.

También se hace oficial, por su sencillez, el uso de la nomenclatura atómica. Sin embargo, ambos paradigmas siguen existiendo y siguen enfrentados.

Los profesores desconocen cuáles han sido los problemas que se tuvieron que vencer para que fuera aceptada la teoría atómica. Tampoco presentan conocimientos sobre los paradigmas que estuvieron enfrentados durante el siglo XIX ni en cuál de ellos se dio origen al concepto de mol. Lo que enseñan los pocos libros de texto que mencionan temas de historia es convergente con lo que dicen los profesores universitarios de química. Pero, en general, hay una ausencia de temas relacionados a la historia y a la evolución de los conceptos en los libros de texto.

http://www.cneq.unam.mx/cursos_diplomados/diplomados/medio_superior/ens_3/portafolios/quimica/equipo1/historicidad.htm

       

1.2. CONCEPTOS BÁSICOS

ACTIVIDAD 2   Analiza el siguiente vídeo, realiza un resumen y publicarlo.

ACTIVIDAD 3     Investiga los siguientes conceptos y después realiza los siguientes ejercicios:

 

Conceptos:    

       1. Peso Atómico,  2. Mol,  

       3. Conversiones de moles a gramos,    

       4. Conversiones de gramos a moles

   Ejercicios:

               a)     Valor de 1 mol de H₂ SO₄      

         b)     Convertir  249 g de HCl a moles     

         c)     Convertir  0.9 moles  de H₂O a gramos    

         d)     Convertir 23 moles de NaOH      

         e)     Convertir 1.2 moles de Al₂(SO₃)₃ 

1.3. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

 Las reacciones inorgánicas se clasifican en reacciones de síntesis, análisis, sustitución y doble desplazamiento.

Reacciones de síntesis o combinación.

 Es la combinación de dos sustancias para formar una tercera. El modelo general de este tipo de reacción es de la forma

A + B → C

Siendo A y B los reaccionantes que combinados se transforman en el producto C sintetizado.

 Un resumen de las reacciones de síntesis incluidas en el capítulo sobre nomenclatura de compuestos inorgánicos es la siguiente

Oxígeno + Metal → Oxido Básico

Oxígeno + No metal → Oxido ácido

Oxido Básico + Agua → Base (Hidróxido)

Oxido ácido + Agua → Oxoácido

Hidrógeno + No metal → Acido hidrácido

Metal + No metal → Sal haloidea

Reacciones de análisis o descomposición.

 Es la descomposición de un compuesto en dos o varios compuestos más simples. El modelo general de este tipo de reacción es de la forma

C → A + B

Siendo C el compuesto a descomponer y A y B los productos

Muchas reacciones de análisis son inversas de reacciones de síntesis con alguna exigencia como la adición de calor. De esta manera, al invertir las reacciones de síntesis planteadas anteriormente se encuentran los respectivos casos de reacciones de descomposición:

 En la descomposición de compuestos temarios, como las sales, es necesario precisar las condiciones para una requerida descomposición. Algunos ejemplos muy conocidos son los siguientes:

2 KClO₃ → KCl + 3 O₂

CaCO₃ → CaO + CO₂

 Los oxácidos son soluciones que los distribuidores preparan a diferentes  concentraciones y guardan en frascos color ámbares debidamente tapados. Al destapar soluciones concentradas se desprenden vapores que pueden ser moléculas de ácido o productos de su descomposición, como en el caso del ácido sulfúrico, que desprende anhídrido sulfúrico y vapor de agua.

 Reacciones de sustitución o desplazamiento.

 Es la reacción entre una sustancia simple y otra compuesta en la cual la simple sustituye a un átomo o grupo de átomos de la compuesta. El modelo general de este tipo de reacción es:

AB + C → AC + B

 En donde la sustancia simple C desplaza al grupo B de la sustancia compuesta. La sustitución del grupo B por la sustancia C es posible si tanto B como C son de la misma naturaleza, es decir, ambos metales o ambos no metales y, además si la sustancia C es más activa que el grupo B.

Metales desplazan metales e hidrógenos, no metales desplazan no metales. El más activo desplaza al menos activo.

Algunos casos de este tipo son las reacciones entre un ácido y un metal, una sal y un metal y un haluro y un halógeno.

Reacción: Ácido + Metal → Sal + Hidrógeno

 El metal desplaza a los hidrógenos del ácido transformando a este en una sal y liberando hidrógeno gaseoso. Un ejemplo es la reacción entre el ácido clorhídrico y el zinc metálico

2 HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂

Al realizar esta reacción se utiliza el zinc en polvo, siendo más activo que el hidrógeno lo desplaza y forma la sal incolora de cloruro de zinc que es soluble en agua observándose, además, las burbujas que se desprenden de hidrógeno, que se pueden verificar probando su poco poder comburente al apagar una mecha encendida que se acerque a la boca del tubo.

 Cuando reacciona un metal con un ácido poliprótico es posible que se produzca un total o parcial desplazamiento de los hidrógenos, es decir, que se formen sales neutras o ácidas. Al reaccionar sodio con ácido sulfúrico son posibles los siguientes resultados  

H₂ SO₂ + 2 Na → Na₂ SO₄ + H₂

2 H₂ SO₄ + 2 Na → 2 NaHSO₄ + H₂

En la primera reacción se produce la sal neutra sulfato de sodio, mientras que en la segunda se produce la sal sulfato ácido de sodio o bisulfato de sodio

 En la reacción entre cobre (metal polivalente) y ácido sulfúrico son posibles los siguientes resultados:

H₂ SO₄ + 2 Cu → Cu₂ SO₄ + H₂  Sulfato de cobre (I)

H₂ SO₄ + Cu → CuSO₄ + H₂  Sulfato cúprico

Reacciones de doble desplazamiento o metátesis.

Es un intercambio de grupos de átomos entre dos sustancias compuestas. Un modelo general de este tipo de reacción es:

AB + CD → CB + AD

 Algunos ejemplos de este caso son las reacciones entre un ácido y una base, un ácido y una sal y entre dos sales.

HCl + NaOH → NaCI + H₂ O

ACTIVIDAD 4   Según la información anterior, analiza las siguientes reacciones químicas inorgánicas, copiarlas en tú cuaderno y menciona a qué tipo de reacción química pertenece:

  1.-Zn   +   HCl    →      ZnCl₂   +   H₂  

 2.-HCl   +   Al(OH)₃  →   AlCl₃  + 3 H₂O _(l)    

 3. - C  +   O₂      →     CO₂

 4. - C₆H₁₂O₆      →    C₂H₅OH    +    CO₂ 

1.4. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

ACTIVIDAD 5   Analiza los siguientes tutoriales de como balancear con los diferentes métodos, hacer 5 preguntas y llevarlas al aula, pedir a tu maestra ejercicios y realizarlos en clase:

       1.4.1. MÉTODO DE BALANCEO TANTEO

       1.4.2. MÉTODO DE BALANCEO REDOX

       1.4.3. MÉTODO DE BALANCEO ALGEBRAICO