ENC 5 ESTEQUIOMETRIA QUIMCA
Grado 10mo
Asignatura.
Química.
Encuentro N° 5. Fecha. __________________
No y Nombre de la Unidad. II.
Estequiometria y soluciones químicas en la vida cotidiana.
Contenido. Estequiometria química
·
Peso,
formula
·
Masa
molar
·
Masa
molecular
·
Leyes
estequiométrica que rigen las reacciones químicas
💥💥💥NOTA :UTILIZA TU TABLA PERIODICA PARA ENTENDER MEJOR EL CONTENIDO 👮👮
OBSERVA LA EXPLICACION DE LOS VIDEOS
Iniciación.
Conozcamos términos químicos analizando la siguiente información
Peso Atómico y Masa Atómica. Es la masa de un átomo, expresada en
unidades de masa atómica (uma). En la tabla periódica, este valor suele ser un
promedio ponderado de los isótopos de un elemento.
El valor numérico
de la masa atómica de un elemento (en uma) coincide con el valor de su masa
molar (en g/mol). Por ejemplo, el hidrógeno tiene una masa atómica de 1.00794
uma, por lo tanto, su masa molar es 1.00794 g/mol.
Masa Molecular Es la masa de una molécula. Se calcula
sumando las masas atómicas de todos los átomos que la componen. Se expresa
también en uma.
Para calcular la
masa molecular del agua (H2O), sumamos la masa de dos hidrógenos y
un oxígeno:
Masa atómica del Hidrógeno
(H): 1
Masa atómica del Oxígeno
(O): 16
Masa molecular del H2O = (2 x 1) + (1 x 16) = 18 gr/mol
Masa Molar. Es la
masa en gramos de un mol de sustancia (ya sean átomos, moléculas, iones, etc.).
Su unidad es gramos por mol (g/mol).
Las Leyes Estequiométrica Estas leyes son los principios fundamentales
que gobiernan las reacciones químicas y se basan en observaciones experimentales.
·
Ley de Conservación de la Masa (1785) (Antoine Laurent Lavoisier)
En una reacción
química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la
suma de las masas de los productos. Esto significa que la materia no se crea ni
se destruye, solo se transforma.
Ejemplo
Determina el peso
molecular de cada sustancia.
2KClO3 ------------ 2KCl + 3O2
- · K= 39gr
- · Cl= 35.5 gr
- · O=16 gr
2KClO3 ------------------ 2KCl + 3O2
K= 2 x 39gr = 78gr
Cl= 2 x 35.5gr =
71gr
O= 6 x 16gr = 96gr
K= 2 x 39gr = 78gr
Cl= 2 x 35.5gr =
71gr
O= 6 x 16gr = 96gr
Total, 245g
Ley de Proust o de las proporciones
constante. (1979)
Cuando dos o más
elementos combinan entre sí para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre
en la misma proporción y peso.
Ejemplo
S + O
---------------- SO
S= 32gr
O= 16 gr = 16/32
32 gramos de azufre reaccionan con 16 gramos de oxígeno
para formar monóxido de azufre (SO)
Ejemplo en la vida
cotidiana
Para preparar una taza de café se utiliza: 1 sobre de café,
una taza de agua, dos cucharaditas de azúcar. Entre más café se necesite
preparar, para que el sabor quede bien se necesita mantener la proporción.
Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de
Dalton)
Cuando dos
elementos pueden combinarse entre sí en diferentes proporciones para formar
distintos compuestos, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con
una masa fija del otro guardan entre sí una relación de números enteros
sencillos"
El carbono y el oxígeno pueden
formar dos compuestos diferentes:
· Dióxido de carbono (CO2): 12g de C se combinan con 32g de O.
Desarrollo.
En su cuaderno
· Escribe el concepto de peso atómico masa atómica, masa molecular, masa molar
____________________________________________________________________________________________________________________________
·
Señala en qué consisten las leyes
estequiométrica (ley de conservación de la masa, ley de Proust y ley de
proporciones múltiples) anexa ejemplos
________________________________________________________________________________________________________________________
Determine el peso molecular de cada sustancia.
4Fe + 3O2 ------------ 2Fe2O3
____________________________________
H2 + Cl2 --------- 2HCl
____________________________________
Actividades de culminación
Resolver en la pizarra para
comprobar
Asignación en casa
Practica los
ejercicios elaborados. escribe los ejercicios de los videos presentados
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