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TEMA: ESTEQUIOMETRÍA Semana: 9 DOCENTE: ISAAC CALDERON S. QUÍMICA I. OBJETIVOS Los estudiantes, al término de la sesión de clase serán capaces de: 1. Identificar las relaciones estequiométricas en aspectos cotidianos e industriales. 2. Aplicar las leyes ponderales y volumétrica que rigen en la estequiometría. II. INTRODUCCIÓN En la actualidad los elementos y compuestos químicos se pueden obtener por procesos químicos, a escala industrial y a nivel de laboratorio, lo importante en estos procesos son las mediciones de las sustancias participantes, los cuáles se logran por medio de una reacción química balanceada. EJEMPLO Cuando un avión despega se anuncia que: “en caso de despresurización de la cabina, descenderán automáticamente. máscaras de oxígeno para evitar la descompensación de los pasajeros por falta de oxígeno” El oxígeno se obtiene de la siguiente reacción de descomposición. 𝐊𝐂𝐥𝐎𝟑(𝐠) → 𝐊𝐂𝐥(𝐬) + 𝐎𝟐(𝐠) Si cada pasajero consume 2g de O2(g) por minuto. ¿Qué masa de clorato de potasio se debe descomponer si la emergencia de vuelo duró 20 minutos ?. ¿Cómo se realiza el cálculo? III. CONCEPTO Es una rama de la química que estudia cuantitativamente las relaciones de masas, moles y volúmenes de las sustancias que participan en una reacción química. 3.1) LEYES PONDERALES Estas leyes relacionan las masas de las sustancias que participan en una reacción química balanceada. A) LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (Antoine Lavoisier) En toda reacción química, la masa total de las sustancias que reaccionan (llamados reactivos o reactantes), es igual a la masa total de las sustancias producidas (llamados productos). Masa total de reactivos Masa total de productos = Mg + O2 MgO22 𝐌=24g/mol 𝐌=32g/mol 𝐌=40g/mol mR = 80 g mP = 80 g 1 Comprobemos la ley de conservación de la masa con la oxidación del magnesio. Masa molar (g/mol): Mg = 24; O = 16 EJEMPLO 48g 32g 80g 2 mol Mg 1 mol O2 2 mol MgO B) LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (J.L Proust) ✓ Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en la misma proporción de masas o de moles establecidos por la misma reacción balanceada. ✓ Esta relación de masas o de moles es independiente del proceso seguido para formarlo. 𝑚H2 4 = 𝑚O2 32 = 𝑚H2O 36 En la obtención del agua (H2O) a partir de sus elementos (síntesis de Lavoisier) se usaron 64 Kg de oxígeno (O2). ¿Cuántos gramos de agua se formarán? Masa molar (g/mol): H2=2; O2=32; H2O= 18 𝑚H2 𝟏 = 𝑚O2 𝟖 = 𝑚H2O 𝟗⇒ 𝟐𝐇 )𝟐(𝐠 + 𝟏𝐎 )𝟐(𝐠 → 𝟐𝐇𝟐𝐎 𝐠 ഥ𝐌 = 𝟐 𝐠 𝐦𝐨𝐥 ഥ𝐌 = 𝟑𝟐 𝐠 𝐦𝐨𝐥 ഥ𝐌 = 𝟏𝟖 𝐠 𝐦𝐨𝐥 2 mol 1 mol 2 mol 4 g 32 g 36 g 12 g 96 g 108 g Relación en moles Relación en masa EJEMPLO 𝑛H2 𝟐 = 𝑛O2 𝟏 = 𝑛H2O 𝟐 RELACIÓN DE MOLES RELACIÓN DE MASAS 3.2) LEY VOLUMÉTRICA Joseph Gay Lussac 1778 - 1850 Ley de las relaciones sencillas (Gay Lussac) Cuando dos o mas sustancias gaseosas, se combinan a las mismas condiciones de presión y temperatura, sus volúmenes están en la misma proporción de sus coeficientes estequiométricos. 1C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g) Relación de moles Relación de volúmenes 1 mol 5 mol 3 mol 4 mol 1 V 5 V 3 V 4 V 6 L 30 L 18 L 24 L VC3H8 𝟏 = VO2 𝟓 = VCO2 𝟑 = VH2O 𝟒 RELACIÓN DE VOLUMEN VIII. BIBLIOGRAFÍA ❑ Química Esencial Lumbreras editores Artemio Chávez Salas y Jaime Huby Vela. ❑ Brown T. L., H. Eugene L., Bursten B.E., Murphy C.J., Woodward P.M. (2014). Química, la ciencia central. México. Pearson Educación. ❑ Plana de Química. Química: análisis de principios y aplicaciones. Tomo II, (2004), 3.a edición. Lima: Lumbreras Editores PRÁCTICA DIRIGIDA SEMANA 9 PREGUNTA 1 Practica dirigida – Semana 9 RESOLUCIÓN: PREGUNTA 2 Practica dirigida – Semana 9 RESOLUCIÓN: PREGUNTA 3 Practica dirigida – Semana 9 RESOLUCIÓN: PREGUNTA 4 Practica dirigida – Semana 9 RESOLUCIÓN: EVALUACIÓN EN LINEA SEMANA 9 Test – Semana 9 PREGUNTA 1 RESOLUCIÓN: PREGUNTA 2 Test – Semana 9 RESOLUCIÓN:
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