ACTIVIDAD 2.7 ¿Cuáles son las aportaciones del trabajo de Lewis?

Aprendizaje esperado: Explica la importancia del trabajo de Lewis en relación con su propuesta de que en el enlace químico los átomos adquieren una estructura estable.

¿Cuáles son las aportaciones del trabajo de Lewis?

Énfasis: Explicar y valorar la importancia del trabajo de Lewis en relación con su propuesta de que en el enlace químico los átomos adquieren una estructura estable.

ACTIVIDAD: 2.7.1

¿Qué vamos aprender?

Lee la siguiente frase célebre de Ruy Pérez Tamayo, investigador y divulgador de ciencia mexicano. "La verdad es que yo he definido la ciencia como una actividad humana creativa. Se requiere el mismo tipo de inspiración, de imaginación y de aventura del pensamiento que las otras profesiones creativas como son las artísticas". Para comprender las propiedades y el comportamiento de la materia, los químicos emplean modelos. En esta sesión aprenderás las propuestas y aportaciones de Lewis que permitieron comprender mejor la forma en la que se unen los átomos para formar moléculas.

Para esta sesión necesitarás tu cuaderno, tu libro de texto, lápiz, colores y bolígrafo. Las palabras o conceptos clave de esta sesión son: Modelo atómico cúbico Electrones de valencia Regla del octeto Diagrama de Lewis Gases nobles Estabilidad de átomos

¿Qué hacemos?

¿Alguna vez te has preguntado cómo es que los químicos propusieron las fórmulas de los compuestos químicos? En sesiones anteriores aprendiste sobre el modelo atómico, las regularidades de la tabla periódica, electrones de valencia, enlaces y formación de compuestos, pues bien, en esta sesión retomarás estos conceptos.

Los químicos se han interesado siempre en estudiar la forma en que se unen los átomos ya que esto permite comprender a la materia, pero ¿cómo se representa a la materia para poder comprender estas uniones? ¿por qué el agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno? ¿no es posible que la molécula del agua se formara con 3 átomos de hidrógeno y dos de oxígeno?

Ante este tipo de interrogantes los científicos utilizaron su conocimiento y creatividad, propusieron diferentes modelos para explicar la estructura de un átomo y cómo se realizaban las uniones entre ellos para formar sustancias nuevas. En 1897, Thomson demostró la existencia del electrón y varios físicos y químicos no tardaron en considerar que esta partícula ofreciese alguna forma nueva de entender las uniones entre los átomos. En 1904 cuando Thomson desarrolló una teoría atómica en la que los electrones podían circular en capas externas del átomo, en ese mismo año Abegg formuló una regla más explícita, “la regla del ocho” que correspondía con las regularidades periódicas.

Durante y después de la Primera Guerra Mundial, cuando Kossel y Lewis desarrollaron de manera independiente teorías electrónicas del enlace químico por compartición de electrones, un concepto que amplió con éxito Irving Langmuir. Junto a Gilbert Lewis, Langmuir desarrolló la llamada teoría Langmuir-Lewis sobre las interacciones químicas y las valencias. En esta nueva teoría en el segundo y tercer periodo de la tabla periódica se sitúan 8 elementos en cada uno, el de mayor número atómico de cada periodo tiene un “octeto de electrones” estable y que no interviene en enlaces, los gases nobles.

Los elementos anteriores a estos gases nobles del periodo 2 y 3 presentan en su última capa menos de 8 electrones, los electrones de valencia. Langmuir distinguía que existe una transferencia de electrones (enlace iónico), además hay una compartición de electrones, en el que dos electrones, uno de cada átomo que formaba un enlace se compartían más o menos igualitariamente a lo que se denominó enlace covalente. Langmuir trabajaba junto a una talentosísima científica llamada Katherine Blodgett cuando publicó sus aportaciones sobre el enlace covalente. Y al mismo tiempo tanto Niels Bohr y sus colaboradores desarrollaron la teoría de la estructura electrónica de los átomos, usando las regularidades de la tabla periódica.

Las investigaciones, descubrimientos y estudios realizados por Lewis representaron un gran avance en la ciencia, especialmente en el área de química, fisicoquímica e ingeniería térmica. Fueron tan trascendentales que aún en la actualidad se sigue enseñando el modelo cúbico por su simplicidad ya que, puede explicar de forma sencilla el enlace químico y cómo un par de electrones mantienen unidos a dos átomos. El fundamento del modelo son los pares electrónicos, la estabilidad de los compuestos se explica porque completan 8 electrones en su capa más externa. Su trabajo lo coloca entre los científicos más importantes de nuestros tiempos. Las investigaciones de Gilbert Lewis fueron muy amplias, pero se hizo famoso por la teoría de los enlaces químicos y la definición del ácido –base que formuló en 1923 de la cual aprenderás en sesiones posteriores.

Lee la siguiente lista de las destacadas aportaciones de Lewis que estudiarás en esta sesión: 1.- El modelo del átomo cúbico 2.- La regla del octeto 3.- Los electrones periféricos 4.- El diagrama de Lewis 5.- Teorías de enlace covalente

El modelo atómico de Lewis fue uno de los primeros modelos atómicos que intentó explicar los electrones de valencia. El modelo cúbico atómico de Lewis, aunque diferente, es un predecesor del modelo atómico actual.

Es importante aclarar que en esa época Thomson apenas había propuesto el electrón como una partícula que constituía los átomos y que en un lapso de tiempo muy corto también se estaba proponiendo el modelo de Bohr que “acomodaba” los electrones en capas y el modelo de Rutherford para el núcleo era muy reciente.

De acuerdo con el modelo cúbico de Lewis los electrones externos se hallan ubicados en los vértices de un cubo que representa un átomo. En cada átomo hay una parte esencial que permanece inalterada en los cambios químicos llamada kernel y está formada por el núcleo, positivo y los electrones internos. Los electrones de las capas externas son los que intervienen en las reacciones químicas y formación de enlaces.

Por lo tanto, en el modelo cubico de Lewis, son los que se representan en los vértices del cubo. Estos son conocidos como electrones de valencia. Se construyeron algunas representaciones del modelo cúbico atómico para que puedas observar lo que Lewis quiso demostrar con ellos, analiza cada uno. 1. LITIO. El átomo de este elemento tiene un electrón de valencia. Entonces, en el modelo cúbico solo verás representado a ese electrón. Se coloca solo una esfera de unicel en uno de los vértices del cubo. 2. BERILIO. El átomo de este elemento tiene 2 electrones de valencia, por lo tanto, debes colocar 2 esferas de unicel en los vértices del cubo.

3. BORO. El átomo de este elemento tiene 3 electrones de valencia ¿cuántos electrones debes colocar en el modelo cubico que lo representa? Se deben colocar 3 esferas en los vértices para representarlos. 4. CARBONO. ¿Cuántos electrones de valencia tiene? Si cuentas vas a saber que son 4. Colocas el electrón de valencia 5. NITRÓGENO. Los átomos de este elemento tienen 5. Se coloca el electrón de valencia 6. El OXÍGENO cuenta con 6 electrones de valencia, es decir, que sólo le faltan 2 para completar su capa de valencia. Colocas el electrón de valencia

7. El FLÚOR. es el elemento que tiene 7 electrones de valencia y solo le falta 1 para ser estable como el gas noble llamado neón. Los átomos de los gases nobles son estables debido a que su capa más externa está completa. Cabe señalar que el helio tiene su capa completa, porque al encontrarse en el primer periodo tiene el número máximo de electrones que son 2. Sin embargo, no cumple con la regla del octeto, debido a que está menciona que deben completarse ocho electrones en la capa de valencia. La representación de los gases nobles como el Neón, Argón, Kriptón, Xenón y Radón mediante el modelo cúbico de Lewis quedaría de esta manera.

Todos los vértices están ocupados y si sumas cada electrón te va a dar un total de 8, que es el máximo de electrones que puede haber en la capa de valencia de los átomos, como se ilustra en el modelo que estás revisando. Gilbert N. Lewis estableció por medio de su modelo cúbico que los átomos tienden a formar enlaces compartiendo un par de electrones hasta completar su capa de valencia uniéndose con átomos iguales o diferentes, es decir, con otros elementos químicos. El enlace iónico se forma por la atracción electrostática que se genera cuando un átomo dona un electrón al otro, generándose así uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electronegativo que son atraídos mutuamente.

Como ejemplo usarás el compuesto de cloruro de sodio (sal común).

El átomo de cloro tiene 7 electrones de valencia y el de sodio tiene solo 1, como al cloro le falta solo uno para completar su capa de valencia, el átomo de sodio cede su único electrón de valencia para que el cloro logre la estabilidad. Se quedan unidos por medio de la fuerza electrostática que se genera formando el ion sodio y el ion cloro.

En los enlaces covalentes se comparten pares de electrones de valencia. Revisa el siguiente ejemplo: HCl, el ácido clorhídrico se compone de un átomo de hidrógeno y uno de cloro. Recuerda que el hidrógeno es estable sólo con 2 electrones de valencia por encontrarse en el primer periodo.

El átomo de hidrógeno posee un electrón de valencia mientras que el cloro tiene 7, el hidrógeno y cloro comparten un par de electrones, como puedes observar en este modelo cúbico de Lewis.

Con este modelo Lewis también propuso la formación de un enlace doble, formado por medio de la compartición de dos pares de electrones, lo representó de la siguiente forma. Con este modelo, en este enlace covalente se comparten 2 pares de electrones de valencia, es decir una cara de los cubos y ambos completan sus 8 electrones. Este ejemplo se puede usar para representar la unión de la molécula de oxígeno. Aunque útil para la comprensión de la formación de ciertos enlaces, el modelo cúbico tiene una limitante, no es útil para representar un triple enlace, como el del monóxido de carbono, Posteriormente se desarrolló el diagrama de Lewis, también llamada diagrama punto, útil para representar la formación de enlaces sencillos, dobles y triples.

¿Qué son los electrones de valencia? Son los electrones que se encuentran en la capa más externa del átomo, siendo estos los responsables de la interacción entre átomos para la formación de enlaces. Los electrones en las capas o niveles externos son aquellos que participan en los enlaces químicos para la formación de moléculas de elementos o compuestos, así como de compuesto iónicos. Lewis contribuyó en el desarrollo de la regla del octeto, aunque él no la propuso, pero con ello se puede comprender la formación de compuestos, ¿qué establece esta regla?¿Qué son los electrones de valencia? Son los electrones que se encuentran en la capa más externa del átomo, siendo estos los responsables de la interacción entre átomos para la formación de enlaces.

Gilbert N. Lewis estableció en 1916 la teoría del enlace químico en la que se establece la tendencia de los átomos para completar su último nivel de energía, la capa de valencia, con una cantidad de 8 electrones, al compartir un par de electrones que forman un enlace covalente. Lewis y Langmuir enunciaron la regla del octeto al observar la manera en que se combinan entre sí los elementos. Así, advirtieron que todos tienden a la configuración estructural del gas noble más cercano en la tabla periódica. Por propiedades propias de algunos elementos y como toda regla tiene excepciones, quedan excluidos el oxígeno, el hidrógeno, el nitrógeno, el carbono, el aluminio, el berilio, el boro, el flúor, el fósforo y el azufre, que se organizan de manera diferente para conseguir la estabilidad en sus compuestos.

Aunque es una representación sencilla, pues no refleja la geometría de la molécula, permite saber cuántos electrones de valencia interactúan, formando enlaces simples, dobles o triples. Se refiere al diagrama de Lewis, útil para representar átomos y moléculas donde el símbolo del elemento se rodea con puntos que representan los electrones en la capa de valencia.

¿Notas algo en común entre los elementos de los grupos de la tabla periódica? ¿Cuántos electrones de valencia tienen los elementos del grupo 14? ¿Y los del grupo 17? Como ya has visto, la posición de los elementos en la tabla periódica ayuda a conocer sus propiedades. Aquí puedes ver que el grupo en el que se encuentra el elemento refleja, entre otras cosas, el número de electrones en la capa de valencia. Si el grupo 14 tiene 4 electrones de valencia y el grupo 17, 7 electrones de valencia, ¿podrías dibujar la estructura de Lewis del carbono y del flúor? El carbono con 4 puntos y el flúor con 7 puntos como se muestra en la imagen.

Dibuja la estructura de Lewis con el metano. La fórmula química es CH4, es decir que tiene un átomo de carbono y 4 átomos de hidrógeno, así es, el carbono tiene 4 electrones de valencia por estar en el grupo 14 de la tabla periódica y el hidrógeno, está en el grupo 1, tiene 1 electrón de valencia, dibuja cuatro átomos de hidrógeno con un su electrón respectivo a cada uno de ellos, ahora acomódalos cerca del carbono para formar pares de electrones.

Es muy importante entender cómo interactúa la materia para identificar su estructura, propiedades, y asimismo los riesgos para el medio ambiente y el hombre. Conoce una tragedia que sucedió hace más de 80 años. La tragedia del Zeppelin Hindenburg.

El 6 de mayo de 1937, el Hindenburg, orgullo de la flota de dirigibles de la Alemania nazi, estalló en llamas en el cielo de Nueva Jersey cuando iba a realizar las maniobras de ataque. Esta tragedia marcó el final de la era dorada de los zepelines. El enorme zeppelín llegó a cruzar 17 veces el océano Atlántico, recorriendo más de 308.000 kilómetros. El zeppelín Hindenburg surcó los cielos de Berlín durante la inauguración de los Juegos Olímpicos de 1936. Una chispa prendió en el dirigible Hindenburg y en menos de un minuto cayó envuelto en fuego. De las 97 personas que viajaban en el Hindenburg, murieron 35, 13 pasajeros y 22 tripulantes. El accidente ocupó las portadas de los periódicos de la época.

¿Pero qué fue lo que ocasionó este trágico accidente? El Zeppelin fue considerado un palacio flotante, compitiendo con el lujo del Titanic. Fue diseñado para contener un gas noble nombrado helio, pero aquel día su contenido no fue este gas sino otro, hidrógeno, el cual es muy reactivo dado que se une con otros átomos produciendo nuevos compuestos, se dice que los ingenieros alemanes decidieron emplear hidrógeno porque las reservas de helio estaban acaparadas. Si el Zeppelin hubiese contenido el gas noble helio, aquel desastre no hubiera ocurrido dado que este elemento es muy poco reactivo con otros átomos, ya que su estructura es estable, de hecho, se le conoce también como un gas inerte por esta condición.

Observa la siguiente cápsula del minuto 03:00 al 04:45, que explica la estabilidad de los átomos:

https://youtu.be/f1gahWZGtA4

Como pudiste observar en el video, en general, los átomos tienden a completar su capa más externa para que las moléculas sean estables. Los elementos se encuentran en un determinado lugar dentro de la tabla periódica, indicando los electrones de valencia de su última capa o nivel de energía, pero sabían también que estos indican la cantidad de enlaces que pueden llegar a formar.

El hidrógeno, por ejemplo, sólo puede formar un enlace sencillo porque se encuentra en el grupo 1 de la tabla periódica. Se encuentra como una molécula diatómica, es decir, que se unen dos átomos de hidrógeno por medio de un par de electrones. Su unión se representa de la siguiente manera utilizando la estructura de Lewis.

También se puede representar con una raya la compartición de un par de electrones. En el caso del carbono este elemento se encuentra en el grupo 14, por lo tanto, tiene 4 electrones de valencia e indica que puede formar cuatro enlaces. Por ejemplo, cuando dibujaste el metano pudiste observar que cada átomo de hidrógeno logra hacer un enlace sencillo, mientras que el átomo de carbono es capaz de formar cuatro enlaces sencillos compartiendo sus 4 electrones de valencia.

¿Notas alguna similitud en las siguientes fórmulas químicas H2O, H2S?

Los átomos de estos compuestos se unen por medio de dos enlaces sencillos, el oxígeno y el azufre forman dos enlaces sencillos compartiendo dos de sus electrones para completar 8 en su capa de valencia.

Para representar una molécula con la estructura o diagrama de Lewis debes seguir ciertas reglas, las cuales son: 1. Contar los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula.

2. Debes elegir el átomo central, buscando al que sea menos electronegativo. La excepción a esta regla es el hidrógeno, ya que éste sólo puede tener dos electrones rodeándolo. 3. Dibujar al átomo central con sus electrones de valencia alrededor. Tomar en cuenta la carga, en el caso de tratarse de un ion. 4. Dibujar el resto de los átomos rodeando al átomo central, con un electrón de valencia del átomo central emparejado con un electrón de valencia del átomo secundario. 5. Contar el número de electrones alrededor de cada átomo. Éstos deben cumplir la regla del octeto, quiere decir que deben tener ocho electrones de valencia rodeándolos. Esta regla no aplica para el hidrógeno, litio y berilio, los que deben estar rodeados por dos electrones según la regla del octeto.

6. No siempre se puede cumplir estas reglas con enlaces simples, es en estos casos que se van agregando enlaces dobles o triples a la molécula La estructura o diagrama de Lewis es una representación que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula, así como los pares de electrones solitarios, es decir aquellos que no forman parte del enlace.

Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples.

Ahora llevarás a cabo una actividad para aplicar el contenido. Realiza un ejemplo para disipar dudas (usar símbolos y electrones hechos con hojas de color). El dióxido de carbono CO2, se utiliza como agente extintor, ya que elimina el oxígeno encontrado en ese espacio, e impide que se genere una combustión. En la industria alimentaria se utiliza en bebidas carbonatadas para darles efervescencia. El símbolo de Lewis del carbono se representa con una letra C mayúscula acompañada de 4 electrones de valencia. Mientras que el oxígeno se representa con la letra mayúscula O acompañada de 6 electrones de valencia.

Recuerda que en una sesión anterior aprendiste cuáles son los colores con los que se representan los átomos, por eso el carbono está en negro y el oxígeno en rojo. Ahora falta representar el diagrama de Lewis de la molécula, tienes que colocar al carbono en el centro y los dos oxígenos a un costado para que se pueda representar el enlace. Posteriormente colocas los electrones de valencia al carbono, si revisas en la tabla periódica, observas que el carbono pertenece al grupo 14 y por lo tanto tiene 4 electrones de valencia, sitúa 2 del lado derecho y dos del lado izquierdo, después tienes que colocar los electrones de valencia de cada átomo de oxígeno, recordando que el oxígeno se encuentra en el grupo 16, deduce que tiene 6 electrones de valencia,

para el primer átomo alinea 2 con los del carbono y los demás los sitúas en parte superior y de lado izquierdo, ahora haces el mismo procedimiento con el segundo átomo de oxígeno. Para saber si el diagrama de Lewis está correcto tienes que contar los electrones, recuerda que se tiene que cumplir con la regla del octeto. El primer oxígeno forma un enlace doble con el carbono, por lo tanto, están compartiendo dos pares de electrones, si los sumas, sabrás que son 4 más 2 de la parte superior, van 6 y dos más que están de lado izquierdo, efectivamente tiene 8 electrones de valencia.

Continua con el carbono, este átomo se encuentra compartiendo 2 pares de electrones con cada oxígeno, si sumas 4 más otros 4 son los 8 electrones de valencia que debe tener. Ahora sumas los electrones del segundo átomo de oxígeno 4 de dos pares de electrones que comparte con el átomo de carbono más 2 de la parte superior más 2 del lado derecho suman 8. Esta molécula es estable porque las capas de valencia de los átomos que la forman están completas con sus 8 electrones. Ahora comprueba lo aprendido a través del siguiente ejercicio: Representa en tu cuaderno el diagrama de Lewis de las siguientes moléculas utilizando una tabla como se ejemplifica. En ella tienes que escribir molécula, uso común, los símbolos y el diagrama de Lewis. Las moléculas son amoniaco, acetona y agua.

Se te sugiere consultar la siguiente página electrónica donde encontrarás actividades interactivas que puedes trabajar con tu maestro o maestra para aprender jugando a través de esta plataforma. http://www.objetos.unam.mx/quimica/simbolosLewis/index.html

¿Sabías qué? El carbono es un elemento químico que puede formar muchos compuestos al unirse con más carbonos y algunos otros elementos. Asimismo, el carbono en estado sólido, puede adoptar muchas formas alotrópicas, por ejemplo, más baratos el carbón; más blandos el grafito; más caros y a la vez más duros el diamante. El grafeno forma láminas onduladas del grosor de un átomo (0.1 nm), con una resistencia y conductividad eléctrica excepcionales. Tanto el carbón, el grafito, el grafeno y el diamante, están formados solo por átomos de carbono. La diferencia está en la estructura cristalina de cada uno, que a su vez se debe al tipo de enlaces que forma. Actualmente si tienes que salir, al volver a casa o entrar a un lugar pisas una disolución de agua con cloro, que por cierto no es cloro, pues el cloro en su estado natural es un gas de color amarillo limón, sino Hipoclorito de sodio NaClO ¿por qué o para qué se hace?

En principio, este hábito podría ayudar a disminuir los microorganismos patógenos en la suela de los zapatos, ya que el hipoclorito de sodio actúa sobre los microorganismos a nivel celular, rompiendo la estabilidad de los enlaces que conforman la membrana del microorganismo, ocasionando su muerte. Este es solo un ejemplo de cómo la química se encuentra en la vida cotidiana. Aunque fue nominado 42 veces, Lewis nunca ganó el Premio Nobel de Química. Durante esta sesión aprendiste sobre los trabajos de Lewis y te encontraste que lo planteado por él tiene alcances, pero también limitaciones, y por ello las conocerás para concluir con este tema.

Entre las aportaciones encuentras: * El modelo de Lewis representa los electrones de valencia del átomo. * La regla del octeto identifica la cantidad de electrones necesarios para que un átomo complete su capa de valencia de 8 electrones. * El modelo de par electrónico permite identificar cómo se forma el enlace covalente. Las limitaciones son: * El modelo de Lewis no proporciona información sobre el tipo de enlace entre átomos, los electrones no se encuentran en los vértices de un cubo y los electrones no están inmóviles.

* La regla del octeto no aporta información acerca el tipo de enlace que se forma entre los átomos para completar su capa de valencia. * El par electrónico no explica la formación de los enlaces iónicos.

¿Cuáles son las relaciones de proporcionalidad entre reactivos y productos?

actividad: 2.7.2

Aprendizaje esperado: Relaciona la masa de las sustancias con el mol para determinar la cantidad de sustancia. Énfasis: Identificar las relaciones de proporcionalidad entre reactivos y productos. ¿Qué vamos aprender? Lee la siguiente frase célebre de Thomas Henry Huxley, defensor de la teoría de la evolución de Charles Darwin: “El nacimiento de la ciencia fue la muerte de la superstición”. En esta sesión identificarás las relaciones de proporcionalidad entre reactivos y productos en una reacción química. Lo harás con ejemplos sencillos y con materiales que tienes en casa.

¿Sabías que? Una de las formas en que los animales se comunican es por medio de sustancias químicas llamadas feromonas, las cuales tienen masas molares variables dependiendo del mensaje que van a transmitir. Por ejemplo, las feromonas que los antílopes liberan en el aire para alertar a la manada de la presencia de un depredador tienen masas moleculares bajas, mientras que las liberadas por los conejos cuando frotan el mentón contra las piedras de la entrada de su madriguera o la reja de su jaula para marcar su territorio tienen masas moleculares altas. Esta sesión es la primera de tres sesiones que abordarás este aprendizaje esperado. La siguiente sesión se hablará del Número de Avogadro, para finalizar con la sesión en la que se tratará el tema de cantidad de sustancia con su respectiva unidad de medida.

¿Qué hacemos? Para comprender cuáles son las proporciones entre reactivos y productos en una reacción química, lo harás cocinando. La sección se llamará “Cocinando con química”. Primero recuerda que los reactivos son las sustancias que mediante la ruptura y formación de nuevos enlaces participan en una reacción química, mientras que los productos son los compuestos que se forman luego de la reacción química. Pero ten en cuenta, aunque vas a cocinar, es importante que no pierdas de vista que estarás revisando la proporcionalidad entre reactivos y productos. La cocina es una analogía que te ayudará.

De este modo puedes aprenderlo desde situaciones cotidianas, pero ¿qué vas a cocinar? Prepararás unos deliciosos flanes. ¿Cuáles son los ingredientes? O hablando en química ¿Cuáles son los reactivos? Los reactivos son: 4 huevos, 1 lata de leche evaporada, una lata de leche condensada y una cucharadita de vainilla y azúcar para el caramelo. Recuerda también la ley de la conservación de la masa, la cual dice que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

En una reacción química, la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos. Así que los ingredientes que pongas son los mismos que se convertirán en los productos. Por lo tanto, no puedo meter los flanes a hornear sin caramelo y esperar que por magia aparezcan con caramelo o que aparezca el doble de producto o la mitad. Ahora, en la cocina ¿cuál crees que puedas considerar como la reacción química? La cocción de los ingredientes provoca un cambio en ellos, para que obtengas un producto. Así que podrías pensar en la cocción como la reacción química. Lo que sigue es meterlos en esta estufa mágica, para que se dé la “reacción química” que convierta los reactivos en productos. Además de todas sus curiosidades, esta estufa acelera el tiempo.

Pero ¿qué pasa si quiero 3 flanes? Pues necesitas obtener la relación de proporción entre los reactivos y los productos ¿cuánto necesitas de huevos, leche condensada y leche evaporada, de vainilla y de azúcar para obtener un flan? Realiza la relación de proporción. Si para un flan necesitas 4 huevos, para 2 flanes, 8 huevos, y para 3 flanes necesitas 12 huevos. Si para un flan usas una lata de leche condensada, para 2 flanes 2 latas, para 3 flanes 3 latas. De igual forma para la leche evaporada.

¿Cuántas cucharadas de vainilla necesitarás y cuántas de azúcar? Realiza los cálculos, apóyate en un tabulador, te será de mucha utilidad. No pierdas el sentido de esta sesión, que es ver la relación de proporción entre reactivos y productos en una reacción química. Lo que lo hiciste es en gran medida en un sentido macroscópico. Es decir que lo puedes percibir a simple vista, y ya que tu cocina es mágica, ahora adéntrate al mundo subatómico, es decir, al nivel molecular y atómico. Ahora, ya que usaste la cocina como analogía para conocer la importancia de las proporciones y para recordar la ley de la conservación de la masa, te centrarás en las reacciones químicas

¿qué relación consideras de una reacción química a un platillo de comida? Lo primero, una reacción química se representa mediante una ecuación química y un platillo de cocina mediante una receta de cocina. En toda reacción química unas sustancias llamadas reactivos se transforman en otras llamadas productos. Utiliza como analogía la ecuación química para obtener agua. Identifica ¿cuáles son los reactivos y cuáles son los productos?

Como ayuda o tip, observa cómo a manera de ecuación hiciste la receta del flan, los ingredientes equivalen a los reactivos y en este caso, el producto al flan o platillo. Al ser los reactivos y productos sustancias diferentes, tienen propiedades distintas como color, olor, sabor, densidad, viscosidad, temperatura de fusión, entre otras. En general, los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha, separados por una flecha que va de reactivos a productos. Observa las cantidades que se requieren para obtener dos moléculas de agua.

Se requieren dos moléculas de hidrógeno más una de oxígeno para obtener dos moléculas de agua. ¿Qué pasaría si requieres 4 moléculas de agua? Se cambiaría la proporción que se requieren de hidrógeno y de oxígeno, como lo hiciste con el flan. Observa:

Observa otro ejemplo. Esta es una ecuación química para obtener algo que le da sazón a la comida: la sal común, éste es su nombre por así decirlo común, pero su nombre científico es cloruro de sodio. ¿Qué reactivos necesitas? ¿cuántos átomos de cada reactivo? ¿cuánto se puede formar de sal o cloruro de sodio? Usarás hidróxido de sodio, cuya fórmula química es NaOH, y cloruro de magnesio, de fórmula química MgCl2. Ingresa un poco de estos reactivos a la cocina mágica e imagina qué sucede. ¿Por qué consideras que no se da esta reacción química?

Piensa en el defecto, el error, la falla. Empieza por contar los reactivos, ya que es como saber cuánto de ingredientes necesitas para obtener lo que deseas. Para el hidróxido de sodio, en papel tienes 1 átomo de sodio, uno de oxígeno y uno de hidrógeno, para el cloruro de magnesio tienes un átomo de magnesio y dos de cloro. Detente y repite cuántos de cloruro de magnesio. Uno de magnesio y dos de cloro. Puedes darte cuenta que ahí está el error, recuerda esta ley, ya que al ser una ley siempre se debe de cumplir “la materia no se crea ni se destruye solo se transforma”.

Primero coloca la flecha. Luego, del lado izquierdo coloca los reactivos. Hidróxido de sodio el signo de más y el cloruro de magnesio. Ahora, después de la flecha, coloca el producto, es decir, el cloruro de sodio. Para asegurarte de que se cumple la ley de la conservación de la materia, pon debajo de la flecha el listado de los elementos que participan en esta reacción química.

Sodio, magnesio, cloro, oxígeno e hidrógeno están del lado de los reactivos. En el lado de los productos está el cloro, que ya colocaste y sodio. A vista de buen químico, falta algo. Ahora, cuenta los elementos de cada lado. Sodio 1 del lado izquierdo, del lado derecho 1. Magnesio 1 del lado izquierdo, del lado derecho no tengo nada, es decir, colocas un cero. Cloro es dos del lado izquierdo, del lado derecho uno. Oxígeno 1 del lado izquierdo y del lado derecho no lo hay.

Entonces no se cumple la ley de la conservación de la materia. En los reactivos observas algunos elementos, que faltan en los productos. Está incompleta la ecuación química, otro producto es el hidróxido de magnesio.

Ahora sí están en los reactivos, esos elementos deben aparecer en los productos. Las ecuaciones químicas sirven para representar las reacciones. Pero no solo eso, también pueden decir muchas más cosas, pero eso lo podrás ver en sesiones posteriores. Vuelve a contar, solo te faltan los productos: magnesio uno.

Están esos paréntesis que agrupan al hidrógeno y al oxígeno, en matemáticas ¿qué te indica? Una multiplicación ¿por cuánto se multiplica a los de adentro? Por dos. Entonces, es uno del oxígeno, que, como ya sabes, no se coloca, por el simple hecho de estar presente en la ecuación se entiende que vale uno a menos que exista otro número como en caso del cloruro de magnesio, que el cloro tiene un dos. Entonces es dos de afuera por uno del oxígeno, son dos. Lo mismo pasa con el hidrógeno. Recuerda, solo multiplica a los que están dentro de los paréntesis. Esto no está igual en reactivos y productos ¿qué harás? ¿cómo le puedes hacer para que quede balanceada la ecuación? Es decir, que lo mismo esté del lado izquierdo que del lado derecho.

En términos químicos, que en la ecuación química se cumpla, la ley de la conservación de la materia para que el número de átomos de los reactivos sea exactamente igual al de los productos. ¿Cómo le harías? Porque del lado de los reactivos tienes dos de cloro y del lado de los productos uno, del oxígeno uno y del lado de los productos dos y lo mismo pasa con el hidrógeno. A este proceso le llamas balancear la ecuación. Para ello, utiliza estos coeficientes, que siempre se colocarán al principio de las sustancias. Estos indican el número de átomos o moléculas de los elementos o compuestos que participan en las reacciones. También ayudan para observar y establecer en qué proporción se encuentran en la reacción los reactivos y los productos.

Los coeficientes indican la cantidad de átomos o moléculas que participa en una reacción. Como de este lado tienes 2 átomos de cloruro, que está presente en el cloruro de magnesio, entonces del lado de los productos coloca el coeficiente. Ojo con el cuidado de que siempre se coloca al principio de las sustancias y multiplica a todos los átomos de las sustancias expresadas en la ecuación. Entonces vuelve a hacer el conteo y queda de la siguiente manera, del lado de los reactivos. Sodio 1, cloro 2, oxígeno 1, e hidrógeno uno, y de magnesio 1. Del lado de los productos, sodio dos, cloro dos, magnesio 1, oxígeno 2 e hidrógeno 2.

Ahora falta el hidrógeno con el oxígeno, tener dos del lado de los reactivos, anótalo en tu cuaderno. Verifica: seguramente colocaste un 2 como coeficiente a la molécula de hidróxido de sodio, y si este dos multiplica a toda molécula, quedaría de esta forma.

2NaOH + MgCl2 reaccionan formando 2NaCl+Mg(OH)2

Por lo tanto, requieres de 2 moléculas de hidróxido de sodio y una de cloruro de magnesio para que puedas obtener dos iones de cloruro de sodio y una molécula de hidróxido de magnesio. Ahora si se puede poner en la estufa mágica. Funcionó a la perfección y obtienes sal e hidróxido de magnesio, que aunque no nos interesaba formarlo, se formó porque esos elementos no van a desaparecer nada más porque sí. Realiza un ejemplo más para que quede claro. Pero antes lee el siguiente dato curioso. Desde antes de la conquista, los pobladores de lo que hoy la Ciudad de México sabían de la existencia y el aprovechamiento de las sales alcalinas.

En el tiempo de sequía, estas sales afloraban a la superficie formando costras, que recibieron el nombre de tequisquitl o tequesquite. El lago de Texcoco contiene 81% de sales, entre las que sobresalen, el carbonato de sodio, Na2CO3, con 45% el cloruro de sodio NaCl con 34 %. Al añadir el tequesquite a la comida se condimentaba con sal y se facilitaba la cocción de legumbres. También se le empleaba como detergente alcalinizante ligero. Observa cómo en presencia del oxígeno presente en la atmósfera se permite la combustión, y que, al agotarse, se detiene la reacción química.

Cuenta en la siguiente lista: 1 átomo de carbono en reactivos y 1 en productos. 4 átomos de hidrógeno en reactivos y 2 en productos, por último, 2 átomos de oxígeno en reactivos y 3 en productos. Evidentemente no cumple con la ley de la conservación de la materia, para que se dé la reacción química es necesario utilizar los coeficientes y ver en qué proporción serán necesarios. ¿En dónde colocaste los coeficientes? El primero lo colocaste en el oxígeno molecular del lado de los reactivos. Colocaste en el lado de los productos el coeficiente 2, en la molécula de agua. Quedando así una correcta relación de proporcionalidad entre reactivos y productos en la ecuación.

La cual se puede leer así:

Una molécula de metano reacciona en presencia de 2 moléculas de oxígeno, produciendo la combustión de gas metano y obteniendo como producto: 2 moléculas de agua y desprendiéndose una molécula de dióxido de carbono.

Ahora comprueba si funciona tu estufa mágica. Revisa otra situación de la vida real, experimenta con la reacción química de la descomposición del agua. Los materiales que vas a necesitar son los siguientes: Agua oxigenada al 30 %, se te recomienda que extremes precauciones ya que si entra en contacto con la piel no será muy agradable, recuerda también que requieren la supervisión de un adulto si lo quieren hacer en casa, si por alguna situación les cayera agua oxigenada en la piel, enjuaguen con abundante agua a temperatura ambiente. Yoduro de potasio, el cual va a actuar como un catalizador, es decir, va a acelerar la reacción que observarás.

Introduce 30 ml de agua oxigenada en un recipiente de cristal. Agrega 1 o 2 gramos de yoduro de potasio. Y observa a cierta distancia como medida precautoria. Poco a poco la reacción se va volviendo cada vez más rápida, incluso violenta, desprendiéndose el oxígeno del agua oxigenada. Cómo pudiste darte cuenta, observaste en vivo y a todo color una reacción química, ahora expresa en una ecuación química. Tienes peróxido de hidrógeno, que de modo común se llama agua oxigenada, que reacciona en presencia de yoduro de potasio, que es un catalizador acelerando la reacción. La ecuación química es:

El peróxido de hidrógeno H2O2 se descompone en agua desprendiendo oxígeno molecular. Otra vez, no está en las proporciones correctas y no cumple con la ley de la conservación de la materia. Nuevamente haces tú listado. Aquí solo tienes dos elementos, el oxígeno e hidrógeno. Haciendo el cálculo de cuántos hay de cada uno. 2 átomos de hidrógeno del lado de los reactivos y dos de los productos.

Ése está balanceado, sin embargo, los átomos de oxígeno no se encuentran en la misma cantidad o en su correcta proporción ya que hay dos átomos del lado de los reactivos y tres del lado de los productos. Seguramente colocaste ya un coeficiente 2 de moléculas de agua. Entonces queda lo siguiente: cuatro átomos de hidrógeno en reactivos y dos en productos, 4 átomos de oxígeno en reactivos y 3 en productos. También pusiste un coeficiente 2 en el agua oxigenada y un coeficiente 2 en el agua. Entonces ya está correcto y la proporción queda de la siguiente manera:

2 moléculas de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada), se descomponen y dan 2 moléculas de agua y liberándose una molécula de oxígeno. Recuerda la ley de la conservación de la materia. La materia no se crea ni se destruye solo se transforma.

¿Con la magnitud de la masa podemos contar?

ACTIVIDAD: 2.7.3

Aprendizaje esperado: Relaciona la masa de las sustancias con el mol para determinar la cantidad de sustancia.

Énfasis: Relacionar masas y masas atómicas para calcular la cantidad de sustancia con su respectiva unidad de medida.

¿Qué vamos aprender?

Lee la siguiente frase del físico austriaco Erwin Schrödinger: “La vida parece ser el comportamiento ordenado y reglamentado de la materia basado en parte en mantener el orden existente.” En esta sesión reflexionarás sobre la definición y el origen de una de las siete magnitudes fundamentales en el Sistema Internacional de Unidades: el mol. También sobre los cambios que ha tenido su definición y la relación con el número de Avogadro, revisado en la sesión anterior.

Finalmente, sobre su importancia y uso en la química, pues te permitirá establecer la proporción entre los reactivos y productos en una reacción química. Registra las dudas, inquietudes o dificultades que te surjan al resolver los planteamientos de esta sesión. Puedes resolver los cuestionamientos con respecto al tema de cantidad de sustancia al revisar los ejemplos que aparecen en tu libro de texto, al reflexionar en torno a los problemas que se te presentarán y al resolver la actividad planteada en la sesión, además, puedes consultarlas con tu maestra o maestro de la asignatura de Ciencias Química.

¿Sabías qué? El 16 de noviembre de 2018, metrólogos de todo el mundo se reunieron en la Cámara del Congreso del Palacio de Versalles, para redefinir cuatro unidades fundamentales del Sistema Internacional (SI): el amperio, el kelvin, el kilogramo y el mol. Estas unidades, como el metro, la candela, y el segundo, dejaron de tener un patrón tangible y pasaron a definirse en relación con constantes físicas fundamentales. Las unidades adoptaron su nueva definición el 20 de mayo de 2019, el Día Mundial de la Metrología. Aunque la mayoría de las personas que no están familiarizadas con las ciencias, no notaron el cambio, era necesario el aumento en la precisión de las medidas pues las tecnologías de medición han avanzado tanto que han permitido detectar márgenes de errores cada vez más pequeños.

Te imaginas haber tenido que medir en pies, brazos, codos, piedras o pulgares, todos son de tamaños diferentes. La Academia de Ciencias, instituida después de la revolución francesa, busco estandarizar la forma en que se medía el mundo. Utilizaron unidades que consideraron ser universales y no cambiaran de persona a persona, como la distancia del ecuador al polo norte, o una pesa conformada de una aleación de platino e iridio, que pensaron la volvería resistente a la oxidación y por lo tanto perduraría para todas las generaciones, y así lograría su cometido de que todas las medidas fueran para todas las personas para siempre.

Después cuando el sistema métrico se volvió estándar por la conquista de Napoleón en Europa, se mandaron hacer réplicas del kilogramo original localizado en Francia para los demás territorios, pero con el paso del tiempo todas variaron en peso. Todos los kilogramos modelo pesaban distinto y de ahí la necesidad de crear una unidad de medida definida por algo constante como: La constante de Planck. El mol, la medida utilizada para calcular la cantidad de átomos en una sustancia y que originalmente se definió como la cantidad de átomos en 32 g de oxígeno estaba destinado a ser redefinido, por ende. Y así es como, a partir de mayo de 2019, el kilogramo se definió con relación a la constante de Planck, y el mol a su relación con el kilogramo.

¿Qué hacemos?

El modelo analógico o uso de analogías te puede ayudar en esta construcción, ya que favorece la visualización de los conceptos científicos, que en la mayoría de los casos son abstractos. Las analogías te ayudan a modelizar estos conceptos y a entenderlos mejor. En este caso se te recomienda la analogía de los granos de trigo y el tablero de ajedrez, que puede ser muy útil para que dimensiones las cantidades tan grandes con las que vas a tratar. Puedes encontrar esa analogía en la siguiente dirección electrónica.

https://matematicascercanas.com/2014/03/10/la-leyenda-del-tablero-de-ajedrez-y-los-granos-de-trigo/

Seguramente en la cocina habrás notado el recipiente donde se guarda la sal, el azúcar o los granos de arroz, pero te has preguntado alguna vez: ¿Cuántos pequeños cristales de sal o de azúcar contiene ese recipiente? ¿Cuántos granos de arroz se encuentran dentro? Seguramente te imaginaste un número muy grande. ¿De qué utilidad es conocer ese número? Es más sencillo, utilizar la unidad de masa y colocar un kilogramo en una bolsa sin tomar en cuenta el número de cristales de sal que contiene. Imagina un solo grano de arroz, que tiene una masa de 0.00002 kg, eso quiere decir que en un solo kilogramo de arroz tenemos 50,000 granos.

En tu vida cotidiana no tiene mucha utilidad saber ese número exacto, pues al cocinarlo no se cuenta cada grano. ¿Qué sucede en la química cuando hablas de átomos de diferentes elementos y de cómo reaccionan entre ellos para formar moléculas? En ese caso cada átomo cuenta y por lo tanto es necesario conocer de una manera precisa el número de átomos, moléculas o iones que intervienen. Los químicos se dieron a la tarea de establecer un número que permita conocer la cantidad de átomos, moléculas, iones o cualquier otra partícula determinada, presentes en un volumen de gas a temperatura y presión constantes. El principal de ellos fue Amadeo Avogadro, por eso esta constante lleva su nombre.

Y te indica el número de átomos, moléculas o partículas constituyentes que se encuentran en un mol de cualquier sustancia. Para comprender mejor el trabajo de Amadeo Avogadro y la relación entre la presión, el volumen y la temperatura de un gas, observa con atención el siguiente video.

En 1971 se incluyó en el Sistema Internacional de Unidades una nueva magnitud fundamental, el mol. Hasta hace poco se definía como la cantidad de materia que hay en tantas partículas elementales como átomos hay en 0.012 Kg del isotopo de carbono 12. A partir del 20 de mayo del 2019 el mol es la cantidad de entidades, desde electrones hasta moléculas, equivalente al número de Avogadro. 6.022 x1023 El 23 de octubre se celebra el Día Mundial del Mol, una jornada en la que se pretende despertar el interés de la población por la química, una de las ciencias más prácticas e importantes.

Se celebra entre las 6.02 am y las 6.02 pm del mes 10 el día 23 o sea 6.02 X10 a la 23, el número de “partículas” que hay en un mol, es decir, es el número de Avogadro: el número de partículas que hay en un mol de cualquier sustancia o especie química, sean moléculas, iones o partículas subatómicas. Ahora, para utilizar las aportaciones de Avogadro y su constante, recuerda los valores que aparecen en la tabla periódica.

Cada elemento tiene su masa atómica, que, si lo expresas en kilogramos corresponde a su masa molar, es decir, la masa por unidad de cantidad de sustancia y se expresa en kilogramos/mol, aunque es más común expresarlos en gramos/mol. Para el Hidrógeno su masa atómica es aproximadamente 1, redondea estos valores para facilitar los cálculos, entonces su masa molar será de 1g/mol. Sin embargo, el hidrógeno en el medio ambiente se encuentra como molécula diatómica H2, por lo que su masa molar será de 2g/mol que contienen 6.022 x1023 moléculas de este gas. Para el Helio su masa atómica es aproximadamente 4, entonces su masa molar será de 4 g/mol y estos 4 gramos de Helio contendrán 6.022 x1023 átomos de este gas.

Por último, el Litio, su masa atómica es aproximadamente 7, entonces su masa molar será de 7 g/mol y estos 7 gramos de Litio contienen 6.022 x1023 átomos de este elemento. Y así se puede continuar con los 118 elementos de la tabla periódica. Para que sea aún más claro este concepto, observa el siguiente ejemplo utilizando diferentes semillas. Utilizarás 200 granos de arroz y los colocarás sobre la balanza, registra la masa, que es de 8 gramos. Enseguida toma 200 lentejas y las colocas del mismo modo sobre la balanza, registra la masa que es de 10 gramos.

Finalmente, toma 200 semillas de frijol y las colocas sobre la balanza, registra su masa que es de 20 gramos. Del mismo modo que ocurre con los elementos, la masa de cada grupo de 200 semillas es diferente pero la cantidad de estas es exactamente la misma. ¿Qué sucedería si no fueran elementos? Si son compuestos químicos formados por 2 o más elementos. ¿Cómo calcularías su masa total?

Recuerda que en este caso se habla de la masa molecular por tratarse de un compuesto. Tendrías que seguir este procedimiento. Ahora, utiliza 2 compuestos sencillos. Primero el agua:

Identifica su fórmula química y los elementos que la componen. Enseguida observa la cantidad de átomos de cada elemento que participa. Con la ayuda de la tabla periódica identifica la masa atómica de cada elemento, que expresada en g/mol es la masa molar, 1 g/mol para el Hidrogeno y 16 g/mol para el oxígeno. Realiza las operaciones necesarias como aparece en la siguiente tabla de izquierda a derecha:

El elemento Hidrógeno tiene masa molar de 1 g/mol, en la molécula del agua hay 2 átomos de hidrógeno, entonces 1x2 es igual a 2. El Oxígeno tiene masa molar de 16 g/mol y en la molécula de agua hay 1 átomo, así que 16 x 1 es igual a 16. Entonces, la masa molecular del agua se obtiene sumando 2 más 16, que es igual a 18 g/mol. Ahora con el ácido sulfúrico: Identifica su fórmula química y los elementos que lo componen.

Enseguida, observa la cantidad de átomos de cada elemento que participan. Después, con la ayuda de la tabla periódica identifica la masa atómica de cada elemento, que expresada en g/mol es la masa molar, 1 g/mol para el Hidrogeno, 32 g/mol para el azufre y 16 g/mol para el oxígeno. Realiza las operaciones necesarias como aparece en la siguiente tabla:

Elemento Hidrógeno, masa molar 1 g/mol, átomos en la molécula 2 total 2. Elemento Azufre, masa molar 32 g/mol, átomos en la molécula 1 total 32. Elemento Oxígeno, masa molar 16 g/mol, átomos en la molécula 4 total del elemento, que son 64 y total del compuesto 98 g/mol. ¿Cuántas moléculas de ácido sulfúrico hay en un mol de este compuesto? 6.022 x1023 Ahora calcula la cantidad de mol presentes en un elemento o compuesto. Esto es muy sencillo, basta con dividir los gramos del elemento o compuesto entre la masa molar, que recuerdes, es la masa atómica expresada en g/mol.

Revisa el siguiente ejemplo: ¿Cuántos mol de sodio hay en 50 g de este elemento? Para resolverlo utilizarás la siguiente relación sencilla

De este modo tienes ya la masa de la sustancia, 50 gramos de sodio, mientras que para la masa molar revisa tu tabla periódica. Redondea el valor tienes 23 g/mol. Realiza la sustitución de los valores y la operación. De este modo obtienes que en 50 gramos de sodio hay 2.17 mol. Para el último ejemplo harás algo más interesante, realizarás un procedimiento similar, pero con un compuesto. ¿Cuántos mol de sal de mesa (cloruro de sodio) hay en 150 gramos de este compuesto?

Y es cuestión de repetir el proceso, primero, identifica su fórmula química y los elementos que la componen.

Enseguida, observa la cantidad de átomos de cada elemento que participa. Después, con la ayuda de la tabla periódica identifica la masa atómica de cada elemento, Que expresada en g/mol es la masa molar, 23 g/mol para el Sodio, 35 g/mol para el Cloro.

Realiza las operaciones necesarias como aparece en la siguiente tabla de izquierda a derecha: Elemento Sodio, con masa molar igual a 23 g/mol, átomos en la molécula 1, total 23. Elemento Cloro, con masa molar de 35 g/mol, átomos en la molécula 1, total 35. Total del compuesto 58g/mol. Tienes entonces la masa molecular del cloruro de sodio que es igual a 58 g/mol, para calcular el número de moles en 150 g de sal utilizas la fórmula del ejemplo anterior.

Realizas la sustitución de los valores y la operación. De este modo obtendrás que en 150 gramos de cloruro de sodio hay 2.58 mol. Para finalizar, en una ecuación química los coeficientes que se colocan para cumplir con la ley de la conservación de la materia también puedes representar los moles de cierto elemento o compuesto de la siguiente forma:

2 mol de Hidrógeno reaccionan con un mol de Oxígeno para formar 2 mol de agua. Si utilizas las masas molares podrás saber que 4 g de hidrógeno molecular H2 reaccionan con 32 g de oxígeno molecular O2 y se forman 36 g de agua. Si recuerdas, las proporciones de las sustancias que participan en una reacción química siempre se conservan, así que, si tuvieras 4 mol de hidrógeno reaccionarían con 2 mol de oxígeno y formarían 4 mol de agua. ¿Puedes calcular la masa de agua que se produciría en este último ejemplo?

Completa la siguiente tabla:

Con la masa molar, molecular y el número de mol de los elementos y compuestos que aparecen. Asimismo, realiza el proceso anterior, considera la ecuación química, como puedes observar las proporciones siempre se conservan. Otro uso es medir la concentración de disoluciones químicas empleando el concepto de mol. Es muy útil, pues da una idea precisa de cuántas partículas de soluto están disueltas en un cierto volumen de disolución.

En el Vademécum (libro de especialidades farmacéuticas), que es muy utilizado por los profesionales sanitarios para prescribir medicamentos, se anunciaba una versión A de un medicamento, donde cada comprimido contenía 256.30 mg de sulfato ferroso, equivalente a 80 mg de hierro. En otra versión B de ese mismo medicamento se indicaba que el contenido de dicha sal, por comprimido, es de 270 mg, también equivalente a 80 mg de hierro ¿cuál de los dos medicamentos indica la equivalencia correcta? Una vez que analizaste los cálculos estequiométricos de los componentes del medicamento, el laboratorio de la versión B corrigió la cantidad como la versión A.

Éste es un caso de repercusiones reales que tienen las unidades de medida que utilizas. Sucedió en España, y puedes pensar, en todo caso la diferencia de valores no era elevada, pero la pregunta permanece ¿qué sucedió con los pacientes que tomaron la versión mal calculada? ¿obtuvieron el resultado esperado en su salud? Este caso está relacionado con la medicina, pero el cálculo estequiométrico también se aplica en la elaboración de fertilizantes, aguas minerales, bebidas energéticas, productos de limpieza y belleza entre muchos otros.

ACTIVIDADES:

1. Entregar los 10 ejercicios de reacciones de la actividad 2.4. Con lo que se solicita: Modelo de Borh, estructura de Lewis, balanceo de ecuaciones. 2. Calcular la Masa Molar del metanol: CH3OH. 3. Para el sulfato de cobre CuSO4, determinar la masa molecular. 4. Para el fenol C6H6O, determinar la masa molecular. 5. Para el nitrato de calcio Ca(NO3)2, determinar la masa molecular.