Cuadernillo. QUÍMICA Plan Común Segundo Curso Científico Primer Curso Técnico

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Cuadernillo

QUÍMICA – Plan Común | Segundo Curso Científico – Primer Curso Técnico

Semana: 10 al 14 de mayo

Estudiante: _________________________________________

Tema (Mbo´epy):

Ley de Proust o Ley de las Proporciones Constantes

Actividades (Tembiaporã):

OBSERVA LAS SIGUIENTES IMÁGENES

Responde oralmente las siguientes preguntas

-¿Que sensación te causa?

-¿Qué reacción ocurre entre las sustancias?

-¿Cuáles son los cambios al reaccionar las sustancias entre si?

-¿Cómo será el producto obtenido considerando la cantidad de masas, como al inicio?

-¿De qué manera crees útil en la vida cotidiana las combinaciones quimicas ocurridas entre sustancias?

¡Para recordar!

La estequiometría es la parte de la química que estudia la relación cuantitativa entre reactivos y productos en una ecuación química. Para encontrar esta relación, se deben realizar serie de cálculos denominados “estequiométricos” y considerar una serie de leyes químicas.

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La palabra “estequiometría” deriva del griego stoicheron, “elemento, sustancia”, y metrón,

“medida”. Es la medición de las cantidades relativas de los reactivos y productos en una reacción química, la cual se basa en el entendimiento de las masas atómicas y en el principio fundamental de la ley de conservación de la masa.

Leyes fundamentales de la Química

Son las que rigen y explican la relacion de combinacion de las sustancias quimicas.Se agrupan en;

1. Leyes gravimétricas o ponderales ; relacion entre masas de los elementos que participan en una reaccion quimica, son las que se refieren a los pesos o masas de las sustancias. Tiene como objetivo el estudio de la masa relativa de las sustancias en una reaccion quimica.

2. Leyes de las combinaciones gaseosas o volumétricas; se referieren a las combinaciones entre gases o sustancias que se encuentran en estado gaseoso, por lo tanto relaciona los volúmenes de dichos gases.

https://www.sciencephoto.com/media/227539/view/portrait-of-the-french-chemist-louis-proust

• Ley de Proust o de las proporciones Constantes o definidas.

Esta ley establece: “Cuando dos o más elementos se combinan, para formar un compuesto definido, lo hacen siempre según una relación constante de sus masas”.

Esta ley permite realizar cálculos estequiométricos, determinar los porcentajes en peso de los elementos que constituyen un compuesto, a la vez permiten identificar la fórmula del compuesto en base a su peso atómico.

Supongamos que la reacción de composición entre los elementos A y B para formar el compuesto AB, resumida por la ecuación química A+B → AB.

Ley de las proporciones constantes, un poco de historia;

Joseph Louis Proust, químico francés 1754-1826 considerado el mejor farmacéutico de toda Francia en el año 1775 en Paris.

Descubrió y formuló la Ley de las Proporciones Definidas o Constantes también llamado Ley de Proust

.

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Llamamos; 𝑚𝐴1, 𝑚𝐴2, 𝑚𝐴3 a las distintas masas de A que se combinan con las masas del elemento B, m B1, m B2, m B3, de acuerdo con esta ley, la relación entre las masas siempre es constante para un elemento dado; esto es debido a que los átomos se unían en cantidades iguales para cada compuesto, dando lugar a lo que más tarde se llamó formulas químicas.

Entonces la expresión matemática de la Ley de Proust es; 𝑚𝐴1 = 𝑚𝐴2 = 𝑚𝐴3 = 𝑚𝐵1 = 𝑚𝐵2 = 𝑚𝐵3.

Es decir siempre que una masa fija de A se combine con una masa fija de B, dará por resulta un compuesto fijo; así en el caso del agua siempre que tengamos dos partes de H (hidrógeno) por una parte de O (oxígeno); considerando las masas de H = 1 y de O =16, dará por resultado H2O, en relación 1:8 léase uno a ocho y considerando únicamente la fórmula del agua en gramos H=2 x1= 2 y O=16x1= 16, sumando masas obtenemos 18 gramos, por lo tanto la proporción será;

mA1 𝑚𝐴2= 2

16=1 8

Ejemplos de aplicación

Ejemplo 1; ¿Cuántos gramos de Carbono C reaccionarán con 96 gramos de oxígeno O en el CO2? Considérese Peso Atómico: C= 12 O= 16

Compuesto: CO2

12 g de C→32 g de O (debido que cada mol de carbono vale 12 gramos y cada mol de oxígeno valen 16 gramos, si son dos por lo tanto 32)

x→ 96 g de O (la incógnita con el dato, 96 gramos)

𝑥 =

12𝑔 𝐶 𝑥 96 𝑔 𝑂

32𝑔 𝑂

= 36 gr de C

Ejemplo 2, En un laboratorio se analizan dos muestras de dióxido de carbono CO2, la primera tiene una masa de 22 gramos y su análisis indica que tiene 6 gramos de carbono y 16 de oxígeno.

La segunda muestra es de 154 gramos de CO2, que contiene 42 gramos de carbono y 112 gramos de oxígeno. ¿Se cumple la ley de Proust?

Se deberá verificar que: la proporción de CO2; dónde por cada 12 gramos de carbono tendremos 32 gramos de oxígeno para ese compuesto, resultará en una relación 3:8 o según la proporción;

mA1

𝑚𝐴2

=

mB1

mB2

mA1 𝑚𝐴2= 12

32=3 8

a. En la muestra 1 la masa del carbono es de 6 g y la del oxígeno 16 de modo que;

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mA1

𝑚𝐴2= 6 16=3

8

b. En la muestra 2, la masa del carbono es 42 g y la del oxígeno es 112 g, así que;

mB1 𝑚𝐵2= 42

112=3 8

Con esto se ha verificado la ley de las proporciones constantes o de Proust en ambos casos Ejemplo 3; Una muestra contiene 16 gramos de Oxígeno se combinan con 71 gramos de Cloro,

¿cuántos gramos de Cloro se combinarán con 100 gramos de Oxígeno?,

P. A, Cl = 35, 5 O=16, (en este punto el estudiante deberá notar la proporción que debe considerar) mA1

𝑚𝐴2=

mB1

mB2 = 16/71 = 100/X

Cálculo

16 g de O→71 g de Cl

100 g de O→X g Cl

𝑥 =

100𝑔 𝑂 𝑥71 𝑔 𝐶𝑙

16𝑔 𝑂

= 443,75 g de Cl

De manera a realizar un repaso más visual y esquemático se propone el video con simulación experimental en el siguiente link; https://www.youtube.com/watch?v=Cj1Nxr_mFa4.

Como vemos la relación satisface la proporción constante de la ley.

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Actividades de Autoevaluación (A.A)

1.

Conceptualizo correctamente los términos:

a. Ley de las proporciones constantes o ley Proust:

b. Leyes ponderales:

2.

Contesto las siguientes preguntas

a- ¿En qué consistió el aporte de Joseph Louis Proust en el estudio de la química? b- ¿Qué permite demostrar la ley de las proporciones constantes o definidas?

3.

Demuestro la Ley de Proust en los siguientes planteamientos

a- Para formar ácido nítrico HNO3 se hace reaccionar H, N, O. ¿Qué masa de H y O se necesita para combinarse con 70 gramos de N?

b-Se analizan dos muestras de amoniaco NH3, y se obtienen los siguientes resultados:

Muestra 1, 34 g de NH3 contienen 28 g de nitrógeno y 6 g de hidrógeno Muestra 2, 102g de NH3 contienen 84 g de nitrógeno y 18 de hidrogeno

- Verifica si se cumple la ley de Proust.

c -Dos muestras de óxido de cobre CuO se han analizado con los resultados siguientes;

Muestra 1, masa 159 g, 127 g de cobre y 32 g de oxigeno Muestra 2, masa 195 g, 635 g de cobre y 160 g de oxigeno

4. Respondo luego de validar con los cálculos correspondientes:

a. ¿Determino cuantos gramos de cobre se combinarán con 8 g de oxigeno?

b. ¿Determino cuantos gramos de oxigeno se necesita para obtener 500 g de este compuesto?

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c. Considerando que 34 g de muestra amoniaco NH3 contienen 28 g de nitrógeno y que 60 g

de amoniaco requiere de X cantidad de nitrógeno. Utiliza la regla de tres simples para hallar la masa

d. El análisis de dos muestras de óxido de zinc ZnO produjo los siguientes resultados, Muestra 1, 130 g de zinc y 32 g de oxígeno. Muestra 2, 32,5 g de zinc y 8 g de oxígeno

- Verifica si se cumple la ley de Proust.

Bibliografía

Princigalli Silva y Antuña, Juan, et al. QUÍMICA 4. Editorial Don Bosco, As 1995, pag.242.

Chang, Raymond. QUÍMICA, 7ma Edición. MC GRAW HILL. México D.F, 2002.

Química Texto para el estudiante. Serie Curricular Panambi, 2do Curso-Atlas S.A 2017.

Química Texto para el estudiante. Serie Curricular Panambi, 2do Curso-Atlas S.A 2017.

El Pauro Secundaria 4-Quimica.

Química segundo curso, Material del docente ATLAS Grupo Editorial.

Villalba Giménez, José Celestino. Apuntes Selectos de Clases de Química, Planeamiento y Manuscritos, Dpto. Central, Años 2002 al 2010.

Recursos web

https://youtu.be/gBX4qxpx3fola

https://quimica-reacciones-quimicas.webnode.mx/combinaciones-quimicas/

FICHA TÉCNICA

Elaborador/a: Lic. Claudina Inés Britez Díaz Corrector/a: Prof. José Celestino Villalba Giménez Evaluador/a: Prof. Lic. Aida Rosa Duarte L.

Traductor/a en L.

guaraní:

Prof. José Celestino Villalba Giménez

Revisor/a de estilo: Prof. Lic. Sonia Elizabeth Meza Coordinador de la

disciplina:

Prof. Lic. Aida Rosa Duarte L.

Prof. Lic. Cristobal Javier Aranda Coordinadora del área: Prof. Lic. María Cristina Carmona Rojas

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