1. OBSERVACIONES Y RECOMENDACIONES: El siguiente plan de refuerzo contiene la ejercitación básica de los tópicos desarrollados durante el período. Se debe tener en cuenta para su realización las guías de desarrollo trabajadas, los apuntes de clase, las guías de control corregidas y los referentes bibliográficos que encontrará al final del plan. La metodología bajo la cual se desarrollará este consiste en el desarrollo guiado por el docente. La participación en la jornada de retroalimentación y el desarrollo del plan de refuerzo equivale al 20% del porcentaje total de la nota de recuperación. (El estudiante debe presentarse a la retroalimentación con su respectivo plan de refuerzo impreso), la asistencia a dicha retroalimentación será de obligatorio cumplimiento para todos los estudiantes que hayan reprobado alguna de las asignaturas. Si el estudiante no se presenta a la jornada de retroalimentación, se asume como juicio valorativo 1.0 y se deja constancia en el anecdotario en “Atención especializada”. (SIEE Art 2, Nota 2)
2. IDENTIFICACIÓN DE TÓPICOS: Estequiometria
3. DESARROLLO CONCEPTUAL
Estequiometría
Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química.
Información cuantitativa de las ecuaciones químicas balanceadas
Los coeficientes de una ecuación balanceada representan:
el número relativo de moléculas que participan en una reacción el número relativo de moles participantes en dicha reacción.
COLEGIO BETHLEMITAS
PLAN DE REFUERZO
Dia 12 Mes 06 Año 2015
Fecha:
PERIODO: II
META DE COMPRENSIÓN: Desarrolla comprensión respecto a la manera de cómo reaccionan los compuestos químicos inorgánicos para la formación y síntesis de nuevas especies químicos y como éstas serán nombradas.
AREA: Ciencias Naturales
DOCENTE: Lina María Preciado Rojo ASIGNATURA: Química
En la ecuación anterior, la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 y 1 mol de O2. Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles de H2O" son cantidades estequiométricamente equivalentes. Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos.
Ejemplo 1:
¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno en exceso?
El cociente:
Es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación ajustada de esta reacción.
Ejemplo 2:
Calcule la masa de CO2 producida al quemar 1,00 gramo de C4H10.
Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación balanceada es:
De manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es:
Por lo tanto:
Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida, por ello debemos convertir los moles de CO2 en gramos (usando el peso molecular del CO2):
De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno consumida, etc.
Las etapas esenciales:
Balancear la ecuación química
Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto
Convertir las masas a moles
Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios
4. EJERCITACIÓN
4.1 El pasó final en la producción del metal cromo consiste en la reacción del óxido de cromo (III) con silicio a alta temperatura:
2 Cr2O3(s) + 3 Si (s) → 4 Cr (s) + 3 SiO2(s)
a) ¿Cuántos gramos de Si reaccionan con 5 moles de Cr2O3? b) b) ¿Cuántos gramos de cromo metálico se forman?
4.2 El clorato de potasio, KClO3, se obtiene por la acción del cloro sobre una solución de hidróxido de potasio KOH en caliente, según la reacción:
6KOH + 3Cl2 → KClO3 + 5KCl + 3H2O
a) Calcule la cantidad de KClO3, en gramos, que se obtiene al reaccionar 5 mol de KOH con la cantidad suficiente de Cl2.
b) Calcule la cantidad de cloro, en mol, que reacciona completamente con 5 mol de hidróxido de potasio
4.3 El hidrógeno y el oxígeno molecular reaccionan entre sí para formar agua. a) Escriba, balancee y clasifique la reacción.
b) ¿Cuántos moles y gramos de agua se formarán a partir de 100 g de hidrógeno? 4.4 El amoniaco se descompone en nitrógeno e hidrógeno, ambos en estado gaseoso. a) Escriba la ecuación de la reacción balanceada y clasifíquela.
b) Calcule la masa de hidrógeno que se desprende en la descomposición de 68 g de amoníaco. c) ¿Cuántas moléculas de hidrógeno se desprenden?
4.5 La aspirina, C9H8O4, se obtiene por reacción del ácido salicílico, C7H6O4, con anhídrido acético, C4H6O9. La ecuación de la reacción es:
C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + C2H4O2
a) ¿Cuánto ácido salicílico se requiere para producir 100 kg de aspirina, suponiendo que todo el ácido salicílico se convierte en aspirina (Rendimiento 100%)?
b) ¿Cuál es el rendimiento de la reacción si se obtienen 182 kg de aspirina a partir de 185 kg de ácido salicílico y 125 kg de anhídrido acético?
5. METODOLOGIA PROPIA DE ESTUDIO DE LA ASIGNATURA.
- Las palabras o conceptos desconocidos se pueden buscar en un diccionario o enciclopedia. -Se deben comprender los conceptos trabajados, no memorizar.
-Expresar gráficamente las diferentes ideas del tema tratado, por medio de un mapa conceptual, red de ideas o cuadros comparativos.
6. BIBLIOGRAFIA.
- Los caminos del saber Química. Grado 10.
