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
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