Leyes ponderales y Estequiometría PDF

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This is a important paper about math in spanish...

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4

LEYES PONDERALES QUIOMETRÍA uánta materia existe dentro n?

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l curanto en hoyo es una tradición de la Isla de Chiloé que de a poco se ha expandido hacia el resto del país. En él existe –como en cualquier receta– una cantidad de ingredientes que se deben agregar para conseguir un buen curanto, para cierto número de personas. De la misma forma que una receta de cocina se escribe con palabras, en un papel, indicando la cantidad de ingredientes para preparar cierto número de porciones, las reacciones químicas se resumen en ecuaciones químicas, que vendrían siendo “La receta de cierto producto”, donde también podemos distinguir “ingredientes” y “número de porciones”.

164

Esta Unidad se organiza en 2 Lecciones: Lección 1: ¿Cómo se combinan los elementos? Lección 2: ¿Cómo contamos la materia? ¿1 materia, 2 materias, 3 materias, 4….? El mol y estequiometría. Cada una de las lecciones tiene detallado al comienzo los aprendizajes que esperamos que tú consigas, pues esta Unidad tiene como propósito que tú: · Reconozcas y comprendas las reglas que regulan la combinación de un elemento con otro para originar compuestos. · Conozcas y comprendas cómo se puede medir la materia a escala humana, para luego aplicar esto a casos reales. · Puedas interpretar una ecuación química y asociar a ella diferentes cantidades de materia.

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· Para una reacción química cualquier, puedas predecir la cantidad de un producto que se formará y/o la cantidad de reactivo que se necesita.

Piénsalo y compártelo… Si una ecuación química es como una receta de cocina cualquiera, por ejemplo la del curanto y una reacción química es como el acto de cocinar siguiendo una receta, entonces en Química: a) ¿Qué nombre reciben los “ingredientes” y cuál es su rol dentro de la reacción? b) ¿Qué nombre recibe el “plato a preparar” y cuál es su rol dentro de la reacción? c) ¿Qué sucede con los “ingredientes” dentro de una reacción química? d) ¿Cómo se sabe que efectivamente conseguimos obtener el “plato a preparar” luego de la reacción? e) ¿Qué se hace si tenemos una receta para diez porciones, pero necesitamos treinta? Y ¿qué significaría eso en una ecuación química? Una vez que hayas pensado tus respuestas para las preguntas anteriores, forma un grupo con tres compañeros más y compartan sus respuestas. A continuación, elaboren una respuesta grupal breve que luego se comentará al resto del curso. 165

Lección 1

¿Cómo se combinan los elementos? Aprendizajes esperados de la Lección FIGURA 4.1. Un compuesto de cobre: Sulfato de Cobre (II) Pentahidratado

La presente lección tiene como propósito que tú: Conozcas y comprendas las diferentes leyes que rigen la formación de compuestos y las reacciones químicas. Además, buscamos que seas capaz de interpretar fórmulas y ecuaciones químicas y que extraigas información importante a partir de ellas. Antes de empezar, debes recordar: átomo, elemento, molécula, compuesto, cambio químico, fórmula química, enlace químico. dad in ivi

Actividad inicial: Repasando lo que necesito Responde en tu cuaderno las siguientes preguntas: a) ¿Qué es una molécula? b) ¿Qué es un compuesto? c) ¿Qué es un elemento químico? d) ¿En qué se diferencia un átomo de una molécula? e) ¿En qué se diferencia un elemento químico de un compuesto? f) ¿Qué es una fórmula química y qué datos sacamos a partir de ella? g) ¿Qué es un cambio químico? h) ¿Cómo se reconoce la presencia de un elemento químico en una fórmula química? i) ¿Cuántos y cuáles elementos existen en una molécula de CoF2? Fundamenta tu respuesta. Una vez que termines, compara tus respuestas con las del Solucionario. ¿Cómo te fue con las actividades? ¿

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Si no estás conforme con tu desempeño y/o quieres recordar mejor los conceptos que se te preguntaron, te invitamos a averiguar sobre la clasificación de la materia y los cambios químicos. Cuando te sientas preparado para seguir, ¡podemos continuar!

166 Química I medio

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Conceptos clave de la lección:

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Lloviendo ideas: “Comparte lo que sabes”

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UNIDAD 4: Leyes ponderales y estequiometría

Reúnete con tres compañeros más y usando solo lo que saben, construyan una respuesta grupal para cada una de las preguntas siguientes. Anoten las respuestas en su cuaderno.

Chistes químicos ¿Qué le pasa al Hierro (Fe) cuando se oxida?

¡Recuerden que una buena respuesta de grupo se logra con los aportes de todos! 1 ¿Qué dice la ley de conservación de la materia? 2 ¿Qué es una fórmula química y qué representa? 3 ¿Qué representa una ecuación química y cuáles son sus partes más

importantes? Cuando hayan terminado, presenten su respuesta al resto del curso.

¡Se pone FeO!

Cuando átomos de diferentes elementos se combinan, se originan los compuestos. Cada uno de los compuestos se compone de una cantidad determinada de átomos que es lo que lo hace único. ¿Y cómo representamos esas cantidades? Mediante las fórmulas químicas que son características de las moléculas. En la presente lección estudiaremos las leyes que rigen la combinación de compuestos, así como las reacciones químicas asociadas a ellos y que después escribiremos de forma resumida utilizando ecuaciones químicas.

Leyes ponderales Conocidas también como leyes de las combinaciones químicas, son un grupo de reglas que regulan el comportamiento de la materia en los cambios químicos respecto a la masa de las sustancias que participan. Dentro de ellas están:

Averígualo…

¿Qué propone la hipótesis de Avogadro?

i) Ley de las proporciones definidas (propuesta por Proust) ii) Ley de las proporciones múltiples (propuesta por Dalton) iii) Ley de Conservación de la masa (propuesta por Lavoisier) iv) Ley de Avogadro (también llamada Hipótesis de Avogadro) En la presente lección hablaremos sobre las tres primeras.

Lección 1: ¿Cómo se combinan los elementos? 167

Ley de las proporciones definidas Publicada en 1799 por Joseph Proust1, establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción en masa. Si tomamos el ejemplo del dióxido de carbono (CO2) tendremos que 12 gramos de carbono (masa de dicho elemento) se combinarán con 32 gramos de oxígeno (dos veces la masa del oxígeno, por necesitarse 2 átomos en cada molécula). Así, la proporción carbono: oxígeno (C:O) será la división entre 12 y 32, vale decir, 12÷32 = 0,375. Ahora, como la ley en estudio dice que esa proporción es fija, si tuviéramos 72 g de carbono y quisiéramos formar CO2, deberíamos tener en cuenta la proporción inicial y buscar los gramos de oxígeno necesario de la siguiente manera:

Observación: Los átomos de cualquier elemento tienen una masa atómica promedio que aparece escrita en la tabla periódica. Este valor se puede trabajar en unidad de masa atómica (u.m.a.) o en gramos, dependiendo de cuántos átomos usemos.

gramos de Carbono = 0,375 gramos de Oxígeno Monóxido de carbono O– C

y al resolver la ecuación

1– 1

2– 1

ividad g ct

Comprueba la ley Junto a dos compañeros más, te invitamos a aplicar la ley de proporciones múltiples para el CO2 y el CO ¿Cuál será la relación de números enteros pequeños?

168 Química I medio

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A

FIGURA 4.2. Relación entre átomos de oxígeno (esferas rojas) con los átomos de carbono (esferas negras) en el monóxido de carbono (CO, arriba) y en el dióxido de carbono (CO2, abajo).

Desafío

72 g de C = 0,375 gramos de O

72 g de C 192 g gramos de O = = . 0,375

Si aplicamos el concepto de átomo a la ley anterior, ésta se simplifica: un compuesto contiene una determinada cantidad de átomos de cada uno de los elementos que lo forman sin importar el origen. Así por ejemplo, todas las moléculas de CO2 tendrán siempre un átomo de carbono (C) y dos átomos de oxígeno (O), sin importar si se obtuvo del ambiente, del tubo de escape de un automóvil, de nuestra exhalación, etc.

Dióxido de carbono O– C

por tanto,

Ley de las proporciones múltiples Formulada en 1803 por John Dalton2, establece que si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños. Lo anterior se simplifica cuando incorporamos el concepto de átomo a la ley y ésta se puede enunciar como sigue: diferentes compuestos formados por los mismos elementos, se diferencian solo en la cantidad de átomos de cada clase. Por ejemplo, sabemos que carbono (C) y oxígeno (O) se pueden combinar para formar monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2), dos compuestos muy distintos, que se diferencian en la cantidad de átomos de O por cada átomo de C.

1 Joseph Proust (1754-1826). Químico francés. Fue el primero en aislar el azúcar de las uvas. 2 John Dalton (1766-1844). Químico, matemático y filósofo inglés. Además de una teoría atómica (postulados), también formuló varias leyes sobre los gases y proporcionó la primera descripción detallada de la ceguera al color, la cual padecía.

UNIDAD 4: Leyes ponderales y estequiometría

Lectura científica: Monóxido de carbono (CO)… Un asesino silencioso A continuación leerás una adaptación de un artículo científico aparecido en http://www.biol.unlp.edu.ar/toxicologia/ seminarios/parte_1/monoxido_carbono.html que trata sobre uno de los compuestos que se forma entre el oxígeno y el carbono, el potencialmente letal monóxido de carbono (CO). Léelo y analizalo para luego, desarrollar la actividad 1.

La toxicidad del monóxido de carbono (CO) se debe a su combinación con la hemoglobina (Hb), una proteína de la sangre –que contiene Hierro (Fe)– que se encarga de transportar el oxígeno (O2) a nuestras células, la cual, en presencia de CO, se combina con éste para formar carboxihemoglobina (COHb). El problema, está en que en dicha forma (COHb), la Hb no transporta O2, pues aunque ambos gases (O2 y CO) reaccionan con la misma zona de la hemoglobina, la afinidad del CO por la hemoglobina es cerca de 240 veces mayor que la afinidad del O2. De esta manera, la intoxicación por CO puede ocurrir aún cuando existen pequeñas cantidades de él en el ambiente.

Aspectos fisiológicos y químicos CO +HbO2 ← → HbCO + O2 La formación de oxihemoglobina (HbFeO2), así como la de carboxihemoglobina (HbCO) son reacciones reversibles y dependen principalmente de la cantidad de gases en el ambiente y de la acidez de la sangre, aunque otros factores como la temperatura también tienen influencia. A continuación se muestra un análisis realizado a tres muestras: HbCO, Hb y una de sangre de un paciente intoxicado con CO. A 0.8 C absorbancia

Características generales de la intoxicación y mecanismo de acción. El monóxido de carbono es un gas incoloro, inodoro, insípido y no irritante que se origina durante la combustión incompleta de combustibles comopor ejemplo en estufas, calefones y automóviles en mal estado.

0.6

B

0.4 0.2

En caso de intoxicación, es necesario remover al paciente del ambiente contaminado, para que la COHb 500 520 540 560 580 600 620 640 desaparezca rápidamente, proceso que se acelera con longitud de onda (nm) la administración de O2, de modo que sólo pequeñas concentraciones pueden ser detectadas cuando el pa- Espectros de absorción de (A) carboxihemoglobina, (B) hemoglobina ciente llega al hospital. reducida y (C) y muestra de sangre de paciente intoxicado con mo-

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Actividad 1: Analiza lo leído y responde

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nóxido de carbono.

Objetivo: Desarrollar la comprensión de resultados de investigaciones científicas que se entregan en forma de gráficos, relacionar la química con hechos de la vida cotidiana y fomentar el autocuidado.

En grupos de cuatro estudiantes, desarrollen respuestas grupales para las preguntas a continuación. 1 Al observar y analizar las curvas del gráfico que aparece en la lectura, ¿qué pueden concluir sobre los resultados

de la muestra de sangre (curva C)? 2 Si la intoxicación con CO es potencialmente letal, ¿qué medidas conviene tomar para evitarla?

Una vez que hayan terminado, elijan a quien representará al grupo para presentar sus respuestas al resto del curso. Lección 1: ¿Cómo se combinan los elementos? 169

Como ya has visto, para simplificar la representación gráfica de una molécula y no tener que dibujar permanentemente pelotitas que representen a los átomos presentes en ellas, utilizamos fórmulas químicas.

Fórmulas de un compuesto químico Las fórmulas químicas son representaciones gráficas que nos indican los elementos presentes en una molécula, así como también la cantidad en la que se encuentran estos. Dentro de la fórmula química, distinguimos cada uno de los elementos presentes por las letras mayúsculas que existen, y la cantidad de cada uno por el subíndice (números pequeños) a su derecha. Es importante mencionar que existen tipos de fórmula química: i) La fórmula molecular, que indica la cantidad real (y total) de átomos de cada tipo dentro de una moléculas, y ii) La fórmula empírica, que corresponde a la relación numérica más sencilla entre los distintos elementos que forman un compuesto, utilizando solo números enteros. Un ejemplo para aclarar la diferencia:

Para pensar

La fórmula molecular del benceno es C6H6, ¿cuál es su fórmula empírica? idad in iv

Actividad 2: Aplica lo aprendido Objetivo: Determinar fórmulas empíricas de algunos compuestos.

Para las fórmulas moleculares de los siguientes compuestos, determina su fórmula empírica:

170 Química I medio

a) C4H8

c) Na2O2

e) NH3

b) H2O2

d) C2H6

f) H2SO4

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¿Qué pasa con la fórmula empírica si los subíndices de la fórmula molecular no son divisibles por un mismo número?

La fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6, de donde entendemos que en una molécula existen seis átomos de carbono (C), doce átomos de hidrógeno (H) y seis átomos de oxígeno (O); mientras que su fórmula empírica se obtendrá dividiendo todos los subíndices por el máximo común divisor (número mayor que los divide a todos), en este caso dividiendo todo por seis, para obtener la mínima proporción entre los elementos involucrados, vale decir, que cada un átomo de C hay dos átomos de H y un átomo de O. Así, la fórmula empírica de la glucosa será: CH2O.

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Observación: Reconociendo y contando átomos: a) En el carbonato de calcio, CaCO 3, podemos decir que existen tres elementos: calcio, carbono y oxígeno. Además, podemos decir que por cada molécula de dicha sustancia encontramos: un átomo de calcio, un átomo de carbono y tres átomos de oxígeno. b) En el hidróxido de aluminio, Al(OH)3, el paréntesis indica que una porción de la molécula está repetida tres veces, luego diremos que en una molécula existe un átomo de aluminio (Al), tres átomos de oxígeno (O) y tres átomos de hidrógeno (H).

UNIDAD 4: Leyes ponderales y estequiometría

Fórmula molecular y masa molecular Cada uno de los átomos que conforman una molécula le aportan masa. Dichos aportes individuales, son iguales a la masa atómica de cada elemento, es decir, a la masa de un único átomo de esa especie. Ese valor se encuentra en las tablas periódicas y se mide en unidades de masa atómica u.m.a.

Observación: A menudo en las tablas periódicas se le llama –incorrectamente– “peso atómico” a la masa atómica.

Entonces, si podemos conocer la masa de cada uno de los átomos con solo mirar la tabla periódica, podremos saber la masa de una molécula completa (masa molecular) al sumar las masas de todos los átomos presentes en ella. Por ejemplo (mirando la tabla periódica): i) Si queremos calcular la masa molecular de la sal de mesa (cloruro de sodio, NaCl), bastará con sumar la masa atómica aproximada del sodio (23 u.m.a.) y la del cloro (35,5 u.m.a.). De esta forma, el NaCl tiene una masa molecular de

Recordando... u.m.a. Unidad de masa atómica.

23 + 35,5 u.m.a. = 58,5 u.m.a. ii) Si lo que deseamos es calcular la masa de una molécula de agua, de fórmula molecular H2O, entonces tendremos que sumar los aportes de todos los átomos presentes, pero para ello debemos tener muy presente que existen dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, lo que provocará que la masa atómica del H deba ser multiplicada por dos. Entonces: Masa molecular H2O = 2 · masa atómica H + masa atómica O = 2 · 1 u.m.a. + 16 u.m.a. = 18 u.m.a.

¿Qué sucederá si queremos obtener la masa de uno de los óxidos de hierro, el Fe2O3? ¿Cómo se tendría que hacer? A ct

Actividad 3: Aplica lo aprendido

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Objetivo: Calcular las masas moleculares de compuestos comunes.

Utilizando la tabla periódica de los elementos que aparece en la página 240, determina la masa molecular de los siguientes compuestos: a) NH3

d) HCl

g) NaOH

b) CH4

e) CO2

h) Mg(OH)2

c) H2SO4

f) KCl

i) NaHCO3

Lección 1: ¿Cómo se combinan los elementos? 171

Composición porcentual Los porcentajes (%) son una proporción directa que se utiliza para relacionar valores en función de un total (100%). Así, una vez que tenemos la masa de una molécula, es posible determinar la composición porcentual de ella, vale decir, es posible determinar qué porcentaje (%) de la masa total de la molécula fue aportado por cada uno de los elementos.

Observación: La símbolo (≈) significa aproximadamente.

Para esto, hemos de considerar que la masa molecular de la especie es el 100% (total) y buscar a qué porcentaje corresponde al aporte en masa (u.m.a.) de cada uno de los elementos. Vale decir: Masa molecular es el 100 %) Aporte en u.m.a.de elemento X es el % de elemento X) Entonces, para descubrir el porcentaje de cierto elemento en la molécula debemos despejarlo de la regla de 3 (multiplicamos los que se cruzan y dividimos por valor que acompaña a la incógnita (X)) y tendremos la siguiente fórmula: % de elemento X en una molécula =

Aporte en u.m.a. de X Masa molecular

· 100

i) El NaCl tiene una masa molecular de 58,5 u.m.a, que fue aportada por el átomo de Na y el átomo de Cl. Entonces, para cada uno de ellos tendríamos:

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Desafío ¿Cómo se relacionan? Junto a otro compañero, ¿puedes encontrar la relación entre la composición porcentual y la ley de proporciones definidas? Fundamenta tu respuesta y ejemplifícala utilizando el amoniaco (NH3) y el hidróxido de aluminio (Al(OH)3 .

pareja

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Por ejemplo, continuando con la sal de mesa (NaCl) y el agua (H2O):

% de Na en una molécula =

Aporte en u.m.a. del Na

Masa molecular 23 u.m.a. = · 100 58,5

· 100

(=) 39,32%

% de Cl en una molécula =

Aporte en u.m.a. del Cl

Masa molecular 35,5 u.m.a. = · 100 58,5

· 100

(=) 60,68% Entonces, podemos decir que una molécula de NaCl contiene, en masa, un 39,32% de sodio (Na) y un 60,68% de cloro (Cl). Notar que los porcentajes deben sumar 100, por tanto si la molécula sólo tiene dos elementos, se puede obtener una composición porcentual de uno y restársela a 10...