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Centro de Estudios de Postgrado Máster en Profesorado de Educación Secundaria Obligatoria, Bachillerato, Formación Profesional y Enseñanza de Idiomas UNIVERSIDAD DE JAÉN Centro de Estudios de Postgrado Trabajo Fin de Máster REACCIONES QUÍMICAS: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Alumno/a: Jiménez Buendía, Gloria Tutor/a: D. Antonio Ruíz Medina Dpto: Química Física y Analítica Junio, 2016
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Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
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Centro de Estudios de Postgrado
Trabajo Fin de Máster
REACCIONES QUÍMICAS: CÁLCULOS
ESTEQUIOMÉTRICOS
Alumno/a: Jiménez Buendía, Gloria
Tutor/a: D. Antonio Ruíz Medina
Dpto: Química Física y Analítica
Junio, 2016
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
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ÍNDICE RESUMEN/ABSTRACT ....................................................................................................... 5
BLOQUE I: FUNDAMENTACIÓN EPISTEMOLÓGICA .................................................... 7
1. Historia de las Reacciones Químicas ........................................................................ 8
1.1. Antoine Laurent Lavoisier ................................................................................ 12
1.2. John Dalton ........................................................................................................ 13
1.3. Amadeo Avogadro ............................................................................................. 16
1.4. Desarrollo de las Reacciones Químicas ............................................................ 18
2. Implicaciones didácticas en el proceso de enseñanza- aprendizaje...……….…..……22
2.1. Ideas previas del alumnado ............................................................................. 21
BLOQUE II: UNIDAD DIDÁCTICA .............................................................................. 26
1. Introducción ............................................................................................................ 27
1.1. Legislación aplicable ........................................................................................ 27
1.2. Datos generales de la Unidad Didáctica ......................................................... 28
2. Justificación de la Unidad Didáctica ....................................................................... 30
2.1. Fundamentación ................................................................................................. 30
2.2. Adaptación de la programación a las características del alumnado ............... 30
3. Contextualización de la Unidad Didáctica ............................................................... 32
3.1. Adaptación de la programación al Centro: Proyecto Educativo de Centro ..... 32
3.2. Adaptación de la programación del aula: alumnado ....................................... 38
4. Objetivos ................................................................................................................... 39
4.1. Objetivos Generales de Etapa ............................................................................ 39
4.2. Objetivos Generales de Área .............................................................................. 41
4.3. Objetivos Específicos de la Unidad .................................................................... 42
5. Competencias Básicas .............................................................................................. 43
6. Contenidos ................................................................................................................ 46
6.1. Contenidos de Materia ....................................................................................... 46
6.2. Contenidos Transversales ................................................................................... 47
7. Metodología ............................................................................................................. 48
7.1. Principios Metodológicos ................................................................................... 48
7.2. Atención a la Diversidad .................................................................................... 49
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
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7.3. Temporalización ................................................................................................. 52
7.4. Descripción y secuenciación de actividades ...................................................... 52
7.5. Realización de las actividades realizadas con las competencias básicas ........ 59
7.6. Recursos necesarios para el desarrollo de la Unidad ........................................ 59
8. Evaluación ................................................................................................................. 60
8.1. Criterios de Evaluación .................................................................................... 61
8.2. Instrumentos de Evaluación y criterios de calificación .................................. 62
8.3. Mecanismos de recuperación y proacción ........................................................ 63
Referencias Bibliográficas .............................................................................................. 64
ANEXOS ........................................................................................................................... 66
Anexo I: Descripción de las Actividades ................................................................... 67
Anexo II: Prueba Escrita ............................................................................................ 82
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
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ÍNDICE DE IMÁGENES
Imagen 1.- J. B. Richter…………………………………………………………………………………………………9
Imagen 2.- Antoine L. Lavoisier…………………………………………………………………………………….9
Imagen 3.- Stanislao Cannizzaro…………………………………………………………………………………11
Imagen 4.- Libro Méthode de nomenclature chimique………………………………………….……12
Imagen 5.- John Dalton………………………………………………………………………………………………13
Imagen 6.- Tabla de los símbolos de Dalton……………………………………………………………….15
Imagen 7.- Amadeo Avogadro……………………………………………………………………………………16
Imagen 8.- Provincia de Jaén……………………………………………………………………………..……...33
Imagen 9.- Vista satélite Torredelcampo…………………………………………………….……..………34
Imagen 10.- Vía Satélite I.E.S. Torre Olvidada………………………………………………..…..………34
Imagen 11.- Organigrama del Centro ……………………………………………………………..…..…….35
Imagen 12.- Esquema de un aula ordinaria……………………………………………………………..…36
Imagen 13.- Fotografía del Instituto I.E.S. Torre Olvidada…………………………………..……..37
ÍNDICE DE TABLAS
Tabla 1.- Interpretación de una ecuación química………………………………………….………….19
Tabla 2.- Relaciones entre la masa, número de moles y el número de átomos…………..20
Tabla 3.- Resumen de la Unidad Didáctica………………………………………………………………….29
Tabla 4.- Indicadores para adecuar la programación del aula a la diversidad……………..32
Tabla 5.- Relación entre Objetivos Generales, específicos y competencias…………………45
Tabla 6.- Tabla de contenidos de la materia……………………………………………………….………46
Tabla 7.- Horario de Clases…………………………………………………………………………………………52
Tabla 8.- Descripción de Actividades………………………………………………………………….………58
Tabla 9.- Relación de las actividades con las competencias básicas a trabajar………..….59
Tabla 10.- Criterios de Evaluación………………………………………………………………………………63
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
5
RESUMEN
En pleno siglo XXI y con el desarrollo tan importante que han supuesto los
avances científicos, en concreto, la rama de la Química, parece algo ilógico que cada vez
se encuentren menor número de alumnos en titulaciones de ciencias. La investigación
en didáctica de la química ha puesto en evidencia las dificultades conceptuales y de
motivación de los estudiantes con la que se encuentran los docentes a la hora de
enseñar la materia, como el propio cambio químico, la diferenciación entre sustancia
siempre y elemento o la diferencia que hay entre átomo y molécula. Los alumnos se
pierden con las fórmulas y átomos y no llegan a identificar qué es lo esencial de la
Química. No es tarea fácil para el profesorado captar la atención e intentar innovar a la
hora de impartir la teoría sobre estos conceptos.
En el Trabajo Fin de Máster me he centrado en la parte de las Reacciones
Químicas presentes en multitud de situaciones de nuestra vida cotidiana. He
desarrollado el trabajo en dos grandes bloques. El primero se basa en la fundamentación
epistemológica y cómo ha evolucionado la historia de la Química y algunos científicos
importantes como Lavoisier, considerado padre de la Química, Dalton y Avogadro. En el
segundo bloque he elaborado la Unidad Didáctica “Reacciones Químicas: Cálculos
estequiométricos” que se imparte en la Educación Secundaria Obligatoria, basándome
en el cuarto curso, donde se completa con los objetivos, contenidos, metodología y
evaluación.
Palabras clave: Química, Reacciones Químicas, fundamentación epistemológica,
científicos, unidad didáctica.
ABSTRACT
In 21st century and with the so important development that have supposed the
scientific advances, in concrete, the branch of the Chemistry, seems something illogical
that every time find lower number of students in degrees of sciences. The investigation
in didactic of the chemistry has put in evidence the conceptual difficulties and of
motivation of the students with which find the educational to the hour to teach the
matter, like the own chemical change, the differentiation between substance always
and element or the difference that there is between atom and molecule. The students
lose with the formulas and atoms and do not identify what is the essential of the
Chemistry. It is not easy task for the teachers attract the attention and try to innovate
in these concepts.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
6
In this Project I have centred in the part of Chemical Reactions which are present
in situations of our daily life. I have developed the work in two big blocks. The first bases
in the epistemological foundation and how has evolved the history of the Chemistry and
some important scientists like Lavoisier, considered father of the Chemistry, Dalton and
Avogadro. In the second block I have elaborated the Didactic Unit “Chemical Reactions:
Stoichiometric Calculations” which is part of the fourth course of Secondary Education.
Keywords: Chemistry, Chemical Reactions, epistemological foundation,
scientists, didactic unit
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
7
BLOQUE I:
FUNDAMENTACIÓN EPISTEMOLÓGICA
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
8
1. Historia de las Reacciones Químicas
Desde el principio de los tiempos, el ser humano ha utilizado multitud de
procesos químicos que casi siempre han sido ligados al uso del fuego, en el cual se
pudieron transformar los materiales de manera intencionada. Algunos de estos
ejemplos podrían ser el cocinado de los alimentos, la fermentación de bebidas
alcohólicas, la obtención de minerales o la elaboración de la cerámica, entre otros.
Según la mitología griega, el fuego fue robado a los dioses por Prometeo, el cual
recibió un duro castigo por ello. En los cuentos populares se asocian poderes mágicos a
determinados materiales preparados según recetas antiguas y secretas, como pócimas
que burbujeaban en calderos humeantes, o el ejemplo de la manzana que la “maga”
hizo comer a Blancanieves, impregnada de un veneno que sólo el amor podía vencer, es
un ejemplo de esta magia que tiene algo de química y que se remonta a los lejanos
tiempos de los faraones egipcios, heredades a su vez de culturas asiáticas aún más
antiguas, en las cuales la fascinación por el cambio ocultaban las limitaciones de la
química.
En la antigüedad, los egipcios, sumerios e, incluso, chinos brillaron con luz propia
desarrollando importantes procesos artesanales que se han mantenido prácticamente
inalterados hasta nuestros días.
En el tercer milenio antes de Cristo fabricaban vidrio y conocían muchos
ungüentos que empleaban para modificar y como medicina, se desarrolló un
conocimiento muy completo de los materiales y de sus cambios, tal y como demuestran
los logros de la industria del papiro y textil o la alfarería, de los cuales dan testimonio
los restos arqueológicos.
Los primeros indicios de actividad química aparecen en Mesopotamia, en el
segundo milenio antes de Cristo, y se refiere a una mujer, Tapputi-Belatekallim,
dedicada a la manufactura de perfumes. La química proporcionó también materiales
útiles para la guerra; los aqueos conquistaron lo que ahora es Grecia en el siglo IX antes
de Cristo gracias a sus armas de hierro, que obtenían a partir de minerales. Por otra
parte, los chinos, en el mismo milenio, ya conocían el papel, la pólvora o la laca.
En el siglo V antes de Cristo, no existía la ciencia experimental tal y como la
conocemos actualmente, pero en Grecia empezaron a desarrollar un conocimiento
racional y especulativo que evitaba la utilización de entidades “mágicas” o
sobrenaturales para explicar los cambios en la naturaleza. Filósofos como Tales de
Mileto, Platón o Aristóteles se plantearon las principales preguntas que aún hoy
orientan la reflexión racional sobre los fenómenos, que busca unidad en la diversidad y
conservación en el cambio.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
9
En la edad media, periodo comprendido entre el siglo V - XV, surgió en oriente
una disciplina a medio camino entre la ciencia y la magia: La Alquimia. Llegó a extenderse
hasta Europa gracias a los árabes. Fue recibida en occidente con una mezcla de
admiración, por la utilidad de los conocimientos que permitían la manipulación de los
materiales para transformarlos en otros más útiles y de rechazo, porque la
manipulación de lo material podría influir en lo espiritual y la cultura europea, de raíces
cristianas, ha desconfiado de todo lo que pueda limitar la libertad humana de decidir
entre el bien y el mal.
Los alquimistas perseguían un doble objetivo: Convertir los metales en oro y el
elixir de la inmortalidad. En el camino hacia esas dos metas inalcanzables descubrieron
numerosos compuestos y elementos y perfeccionaron las técnicas y los instrumentos de
laboratorio.
En la edad moderna, periodo comprendido entre el siglo XV – XVIII, la alquimia
alcanzó una gran expansión y en el siglo XVI llegó a enseñarse a las universidades bajo
el nombre de “iatroquímica”.
El término “estequiometría” fue introducido por
primera vez en 1792 por Jeremias Benjamin Richter (1762-
1807) un famoso químico alemán. La palabra proviene del
griego “stoicheion” (elemento) y “metron” (medida) y llega
a significar realizar cálculos o medidas de cantidades de
elementos en la formación de compuestos.
El siglo XVIII fue el siglo de las luces; a la química le
llegó el momento de utilizar nuevos instrumentos,
cuantitativos, para generar con ellos situaciones
experimentales que no se dan fácilmente en la naturaleza. Se empieza a usar la balanza,
las trampas de gases que permitieron capturar los gases, identificarlos y pesarlos, el
calorímetro, que permitió medir el calor y diferenciarlo de la temperatura, o la pila de
Volta, que permitió relacionar la electricidad con el cambio químico, entre otros.
Antoine L. Lavoisier (1743-1794) químico, biólogo y
economista francés cerró una época (e inauguró otra). Se
considera el creador de la química moderna, al ordenar como
leyes un conjunto de conceptos que habían ido emergiendo y
que ya compartían muchas personas dedicadas a la química.
De él nace la ley de conservación de la masa o la conocida Ley
de Lomonósov-Lavoisier. Estas ideas incluían algunas
demostraciones como que toda la materia tiene masa, que
la energía interviene en el cambio químico y que las
Imagen 1. – J. B. Richter
Imagen 2. – Antoine L. Lavoisier
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
10
proporciones de masa de las sustancias, cuando interaccionan, son fijas. Lavoisier
estableció que no hay ningún material con una masa negativa.
En esa época empieza la química del oxígeno, entre los experimentos más
importantes de Lavoisier fue examinar la naturaleza de la combustión, demostrando que
es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con oxígeno y
también reveló el papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas.
Además incluyeron algunos de los primeros experimentos químicos de
estequiometría. Se pesaba cuidadosamente los reactivos y productos de una reacción,
y se demostró que en una reacción química, la cantidad de materia siempre es la misma
al final y al comienzo de la reacción. Estos experimentos proporcionaron pruebas para
la ley de conservación de la materia, para lo cual fue necesario considerar que sólo era
material aquello que tenía masa y podía ser medido por balanza. (Atkins y Jones, 2006).
En el siglo XIX fue la época de la ciencia y del cambio químico, una ciencia
cuantitativa, que identificaba variables y establecía relaciones cuantitativas entre ellas
y que utilizaba instrumentos. Se fue haciendo cada vez más necesaria por su capacidad
explicativa y predictiva, pero también por el valor comercial de los productos que
sintetizaban. La química permitió la creación de industrias para obtener en serie y al por
mayor determinados materiales que antes se elaboraban artesanalmente, y también
otros completamente nuevos como fibras sintéticas o colorantes (Portela, 1998).
Los símbolos químicos, que se refieren a los elementos o sustancias simples,
adquirieron un significado cuantitativo y llegarían a representar, mediante fórmulas y
ecuaciones químicas, las sustancias y los procesos. Poco a poco se consolidó una visión
atómica de la materia, relacionada estrechamente con la estequiometría, es decir, el
conjunto de leyes referentes a las relaciones de masa y volumen en el cambio químico,
que a partir del trabajo de John Dalton (1777-1844), tomó el nombre de teoría atómica
química. Su fundamento fue sencillo:
“Vamos a suponer que hay tantos átomos diferentes como sustancias simples o
elementos y que las sustancias compuestas binarias más abundantes están formadas
por un solo átomo de cada tipo. Si es así, las proporciones de masa de los elementos en
la interacción química es la misma que las proporciones de masa de los átomos.”
Pudo así, calcular las masas relativas de algunos átomos y extender el método a
casos más complejos. Se empezó a expresar la composición de las sustancias y fue
configurando una nueva manera de pensar. El desarrollo de esta teoría trabajo muchas
disputas.
Hacia 1840, dos químicos jóvenes, Gehardt (1816-1856) y Laurent (1808-1853)
se enfrentaron a la química oficial representada por Berzelius ofreciendo una visión
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
11
estructural y simplificada de las sustancias según la cual, los átomos de los elementos
adquirían características diferentes de acuerdo con el lugar que tenían en la estructura.
También establecieron la diferencia entre las moléculas y los átomos:
“el átomo es la cantidad más pequeña de un cuerpo simple que puede existir en
un compuesto; la molécula es la cantidad más pequeña de una sustancia que se puede
usar para producir una combinación”
Sin embargo, ambos químicos murieron sin ver reconocidas sus aportaciones,
que no habían convenido a la comunidad de químicos de la época.
En 1811, Amadeo Avogadro, un químico y físico italiano, publicó “Essai d'une
manière de déterminer les masses relatives des molecules élémentaires des corps, et les
proportions selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons”, es decir, “Ensayo de
una manera de determinar las masas relativas de las moléculas elementales de los
cuerpos, y las proporciones según las cuales entran en estas combinaciones” donde
desarrolló la hipótesis que hoy en día lleva su nombre. Se basó en la teoría de Dalton y
en la ley de Gay-Lussac. En ese libro se clarifica los conceptos entre átomos y moléculas
y efectúa la distinción entre masa y peso. De cualquier forma, en aquella época se
prestó poco interés al trabajo de Avogadro, ya que estaba pobremente redactado, con
una terminología ambigua y un apartado matemático complejo. A pesar de la solidez de
los razonamientos de Avogadro, su hipótesis fue generalmente rechazada o ignorada
Medio siglo después, en 1860 tuvo lugar el primer
Congrego Internacional de Química, donde asistieron unos
ciento cuarenta químicos. El tema más destacado que se
debatió fue precisamente el cálculo de las masas atómicas o
masas equivalentes, para calcular a partir de ellas, las masas
moleculares. En ese congreso, Stanislao Cannizzaro (1828-
1910), un químico italiano, acertó a relacionarlas con los datos
químicos de manera tan convincente que pudo establecerse
finalmente, una lista unificada de masas atómicas, y a partir
de ellas, de masas moleculares, surgidas con Amadeo
Avogadro.
A finales del siglo XIX todos los libros de texto explicaban detalladamente las
etapas del descubrimiento del átomo físico, también se acumulan experimentos que
muestran la complejidad interna de la materia: rayos X, radioactividad, espectros, etc.
En 1860 los científicos ya habían descubierto más de 60 elementos diferentes y
habían determinado su masa atómica. Notaron que algunos elementos tenían
Imagen 3. – Stanislao
Cannizzaro
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
12
propiedades químicas similares por lo cual le dieron un nombre a cada grupo de
elementos parecidos (Izquierdo, Peral, De la Plaza y Troitiño, 2003).
Algo más tarde, el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeleyev (1834-1907)
desarrolló una tabla periódica de los elementos según el orden creciente de sus masas
atómicas. Colocó lo elementos en columnas verticales empezando por los más livianos,
cuando llegaba a un elemento que tenía propiedades semejantes a las de otro elemento
empezaba otra columna. Al poco tiempo Mendeleiev perfecciono su tabla acomodando
los elementos en filas horizontales. Su sistema le permitió predecir con bastante
exactitud las propiedades de elementos no descubiertos hasta el momento
En el último cuarto del siglo XX se ha caracterizado por la mejora espectacular de
las técnicas instrumentales de laboratorio gracias a los ordenadores y también al trabajo
en equipo de los científicos.
En la actualidad, en el siglo XXI, la química es una ciencia muy consolidada y a la
vez en pleno desarrollo, integrada por múltiples disciplinas, ya que afronta numerosos
retos que tienen que ver sobre todo con el medio ambiente, a través del uso de
reacciones y procesos industriales no contaminantes.
1.1 Antoine Laurent Lavoisier
Antoine Laurent Lavoisier nació el 26 de agosto de 1743 en París en el seno de
una familia acomodada. Estudió en el Instituto Mazarino y cursó estudios de Derecho y
se licenció como abogado en 1754, aunque siempre demostró interesarse más por las
Ciencias. Hoy en día, se le considera como el creador de la Química como ciencia.
Demostró que en una reacción química, la cantidad de materia es la misma al
final y al comienzo de la reacción. Estos experimentos proporcionaron pruebas para la
ley de la conservación de la materia. Además, investigó la composición del agua y
denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.
Algunos de sus experimentos examinaron la naturalea
de la combustión, y se demostró que es un proceso en
el que se produce la combinación de una sustancia con
oxígeno. También reveló el papel del oxígeno en
la respiración de los animales y las plantas.
En 1787 publicó Méthode de nomenclature
chimique o, lo que es lo mismo, Método de
nomenclatura Química, junto con tres químicos
franceses más: Morveau, Berthollet y Fourcroy, donde
se desarrolló la nomenclatura química de acuerdo con Imagen 4.- Libro Méthode de
nomenclature chimique
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
13
las nuevas ideas químicas con las terminales actuales de “ato”, “ito”, para sales sales
oxigenadas, “ico” y “oso” para los oxiácidos, y “uro” para las sales de los hidrácidos, y
que llegan hasta la actualidad.
La última etapa de laovisier en el desarrollo de sus ideas fue la publicación del
texto de Química Traité élémentaire de chimie, en 1789, donde expone el concepto
de elemento como una sustancia simple que no se puede dividir mediante ningún
método de análisis químico conocido y trata de sacar adelante la teoría de oxidación-
reducción. Entre otras publicaciones, también escribió sobre la combustión (1777).
Miembro de la Academia de Ciencias desde 1768. Ocupó diversos cargos
públicos, como los de director estatal de los trabajos para la fabricación de la pólvora en
1776, miembro de una comisión para establecer un sistema uniforme de pesas y
medidas en 1790 y comisario del tesoro en 1791.
Dirigente de los campesinos, se encargó del cobro de las contribuciones. Por este
motivo, fue arrestado en 1793. Fue juzgado por el Tribunal Revolucionario y guillotinado
el 8 de mayo de 1794 en la Plaza de la Concordia, París.
Parece que Halle expuso al tribunal todos los trabajos que había realizado
Lavoisier, y se dice que, a continuación, el presidente del tribunal pronunció una famosa
frase: “La República no necesita sabios”.
1.2. John Dalton
John Dalton nació en Eaglesfield, Gran Bretaña, en 1766, hijo de una familia
humilde, adquirió la mayor parte de su educación por
su propio esfuerza, ya que tuvo muy poca formación
escolar. A través de un familiar suyo, con buena
posición economía, le proporcionó una formación en
ciencias y le permitió estudiar la física de Newton.
Dalton comenzó a enseñar en una escuela a los 12
años de edad. A los 28 años llegó a ser profesor de
matemáticas y filosofía en el New College, en
Manchester, donde permaneció dando clases
particulares, hasta 1833. Finalmente, el 27 de julio de
1844 falleció de un ataque al corazón.
Toda su vida se interesó por la meteorología; su Meteorological Observation and
Essay, publicado en 1793, era principalmente una descripción de los instrumentos
usados en el estudio del tiempo atmosférico, e incluía termómetros, barómetros e
instrumentos para medir el punto de rocío y donde defendía la tesis de que el aire no es
Imagen 5.- John Dalton
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
14
una combinación química, sino una mezcla meramente física de gases. Es importante
destacar que fue su afición a la meteorología la que originó su gran contribución a la
Química: la teoría atómica.
En su trayectoria, Dalton publicó o en 1794, Hechos extraordinarios relativos a la
visión de los colores, que trataba de la ceguera de los colores, defecto ocular que sufría
él, y por sus estudios sobre este tipo de ceguera se llama con frecuencia daltonismo.
Durante dos años, entre 1799 y 1801, investigó la relación entre el vapor de agua
y la presión del vapor. Formuló estos conceptos y los aplicó para otros líquidos. Sus
estudios sobre el vapor de agua le convencieron de que era una mezcla física. Sus
propios análisis del aire tomado de diferentes localidades le mostraban que estaba
formado por un 21% de oxígeno y un 79% de nitrógeno. Durante estos estudios
reconoció también la expansión que mostraba el volumen de los diferentes gases al
aumentar la temperatura, una observación que había sido hecha por Charles varios años
antes pero no estudiada de una forma general para todos los gases hasta las
investigaciones de Gay-Lussac a principios del siglo XIX. Dalton observó que la expansión
de los gases era igual para un mismo aumento de temperatura.
Fue durante estos estudios, en 1801, cuando Dalton formuló la ley de las
presiones parciales, concluía diciendo que “la presión ejercida por cada gas en una
mezcla era independiente de la presión ejercida por los otros gases de la mezcla y la
presión total es igual a la suma de las presiones ejercidas por cada uno de los gases”.
En 1803, la teoría de Dalton establecía una serie de postulados, según describe
De la Cruz, F. A. (2004):
1. Sostenía que los átomos de un elemento dado están formado por
partículas muy pequeñas, indivisibles, llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son todos iguales respecto a su
masa y propiedades, pero difieren respecto a los átomos de cualquier
otro elemento.
3. Las combinaciones químicas se producen cuando dos o más elementos
forman una unión firme. Se combinan entre sí en proporciones simples,
expresables en números enteros. La partícula o partículas resultantes las
llamó “átomos compuestos”, pero originó muchas confusiones en la
terminología. Lo que hoy llamamos moléculas, concepto que fue
introducido por Amadeo Avogadro.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
15
Se encontraba estudiando la reacción del óxido nítrico con el oxígeno cuando
descubrió que la reacción podía tener lugar con dos proporciones diferentes: a veces
1:1,7 y otras 1:3,4 (en peso). Ello llevó a Dalton a establecer la ley de las proporciones
múltiples, según la cual, en una reacción química, los pesos de dos elementos siempre
se combinan entre sí en proporciones de números enteros pequeños, buscando una
explicación a esto empezó a diseñar los principios de su teoría atómica. Los resultados
fueron comunicados oralmente ese mismo año y publicados en 1808 en un libro donde
se encuentra su trabajo más famoso Nuevo sistema de filosofía química. En él adoptó la
noción de átomo y estableció los
postulados de la teoría constitutiva
de la materia que hoy conocemos
como teoría atómica de Dalton;
dibujó partículas individuales para
ilustrar las reacciones químicas y
publicó su primera lista de pesos
atómicos y símbolos.
No todo el mundo aceptaba la
nueva teoría; en 1810 publicó la
segunda parte del Nuevo sistema de
filosofía química, proporcionando
nuevas evidencias empíricas. La
tercera parte se publicó en 1827.
Una intención poco conocida de la teoría de Dalton fue la llamada “regla de la
mayor simplicidad”, se basa en la estimación de los pesos atómicos, Dalton se encontró
con dificultades, ya que era imposible pesar un átomo solo; cualquier sistema de pesos
atómicos debe ser formulado sobre una base comparativa. El átomo de algún elemento
ha de ser arbitrariamente elegido como peso de referencia. Dalton eligió el átomo de
hidrógeno y le asigna ´”uno” como su peso.
Dalton superó esta dificultad suponiendo que las combinaciones de los átomos
eran de la forma más simple posible. Dalton consideró el agua como un compuesto
binario, ya que estaba formado por oxígeno e hidrógeno. Utilizó el análisis de Lavoisier
para el agua, 85% de oxígeno y 15% de hidrógeno y calculó el peso atómico del oxígeno
(De la Cruz, 2004).
Imagen 6.- Tabla de los símbolos de Dalton, en su
libro Nuevo Sistema de Filosofía Química
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
16
1.3. Amadeo Avogadro
Amadeo Avogadro di Quaregna nació el 6 de agosto de 1776 en Turín, Italia.
Cursó estudios de leyes y se doctoró a los 20 años de edad. Fue profesor en el Colegio
Real de Vercelli y desde 1820 hasta su
fallecimiento, el 9 de julio de 1856, fue catedrático
de física en la Universidad de Turín.
En un trabajo titulado Ensayo sobre un
modo de determinar las masas relativas de las
moléculas elementales, en 1811, estableció la
famosa hipótesis de que volúmenes de gases
iguales, a las mismas condiciones de temperatura
y presión, contienen igual número de moléculas.
En este trabajo también se enunció por vez
primera el conocido principio de química general
que lleva su nombre. Determinó que los gases
simples como el hidrógeno y el oxígeno son diatómicas (H2, O2) y asignó la fórmula (H2O)
para el agua. Determinó que el peso atómico del oxígeno debería ser 15 y no 7,5 como
decía Dalton. Semejantes razonamientos acerca de la composición del gas nitroso, NO,
y del amoniaco, le llevaron a rechazar el valor de Dalton para el peso atómico del
nitrógeno y sustituirlo por 14,156. De igual forma comprobó que los pesos atómicos
para el azufre y el cloro estaban en un orden de magnitud correcto.
Las leyes de Avogadro resolvieron el conflicto entre la teoría atómica de Dalton
y las experiencias de Gay-Lussac. El número de partículas en un “mol” de sustancia fue
denominado constante o número de Avogadro en su honor. Vio con claridad la
necesidad de adoptar la hipótesis de que iguales volúmenes de gases contienen el
mismo número de partículas (moléculas).
La publicación de Avogadro de 1811 se basaba en la ley de Gay-Lussac y en la
teoría atómica de Dalton, reconciliando ambas. Partiendo de la idea de que iguales
volúmenes de todos los gases contienen igual número de moléculas en iguales
condiciones de presión temperatura, Avogadro comenzó analizando los hechos de la
combinación gaseosa, supuso la existencia de moléculas de los gases que contenían más
de un solo átomo. No utilizó el término “átomo” sino siempre empleaba el término
“media molécula” como su equivalente a átomo. También se refirió a “molécula
integrante como las moléculas en general, la “molécula constituyente” referida a la
moléculas de gases elementales tales como el oxígeno o hidrógeno. Así, pues, los gases
están formados por moléculas (concepto que aparece por primera vez con el principio
de Avogadro) y éstas se escinden en átomos cuando dos gases reaccionan entre sí. De
Imagen 7.- Amadeo Avogadro
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
17
este modo era inmediato explicar la ley de Gay-Lussac sin más que admitir que las
moléculas de los gases elementales son diatómicas: las previsiones teóricas
concordaban perfectamente con los resultados experimentales.
Avogadro mostraba, basando sus argumentos en las relaciones de combinación
y densidades, cómo la densidad de vapor de agua podía ser menos que la del oxígeno.
También explicaba la combinación de los elementos para formar amoniaco u óxidos de
nitrógeno o ácido clorhídrico. Se dio cuenta que la teoría de la combinación de los
volúmenes se podría aplicar en fórmulas determinadas de forma útil.
A pesar de la solidez de los razonamientos de Avogadro, su hipótesis fue
generalmente rechazada o ignorada. Dalton nunca pudo captar, y por tanto apreciar, la
importancia de su significado, al no aceptar la validez de la ley de Gay-Lussac.
Otros químicos prestaron poco interés al trabajo de Avogadro. Con frecuencia se
acusó de que estaba pobremente redactado y lleno de una terminología ambigua y un
apartado matemático complejo. La publicación muestra un razonamiento claro y el uso
de la matemática por el autor en el tratamiento de la materia del trabajo era simple y
convincente. La terminología era nueva, introduciendo el término de moléculas entre
otros conceptos. Parece más aceptable pensar que el trabajo fue ignorado debido a que
el mundo químico de entonces son estaba aún preparado para este tipo de
pensamientos.
La hipótesis de Avogadro fue revivida en 1814 por André Marie Ampère (1775-
1836). Después de esto la hipótesis no recibió prácticamente atención; entretanto el
futuro de la teoría atómica llegó a ser incierto. La determinación de pesos atómicos,
donde también trabajó Berzelius, presentaba entonces grandes problemas de
interpretación que no fueron resueltos durante muchos años.
Existe una falsa concepción de la hipótesis de Avogadro, al pensar que surge de
las propiedades físicas de los gases, es decir, a la tendencia de todos los gases seguir las
leyes de Boyle y de Charles. Aunque si es cierto que permite un desarrollo lógico, no hay
evidencia de que Avogadro estuviese influenciado por la conducta de los gases con la
presión y la tempera, ya que leyendo su trabajo se observa con claridad que basa su
pensamiento completamente en el trabajo de gay-Lussac sobre las relaciones
volumétricas de los gases durante las combinaciones químicas y que Avogadro
investigaba para encontrar una explicación a las relaciones volumétricas observadas por
Gay-Lussac (de la Cruz, 2004)
Medio siglo más tarde, especialmente por Cannizzaro, se reconoció la gran
importancia del principio de Avogadro, lo dio a conocer en el Congreso de químicos
celebrado en Karlsruhe en 1860. Fue la base de la “reforma” de Cannizzaro con la que la
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
18
ciencia, finalmente, pudo adquirir un concepto y un método seguro para la
determinación de los pesos atómicos y de las fórmulas de composición de las sustancias.
Otras obras seleccionadas de Avogadro fueron editadas en 1911 por la Academia
de Ciencias de Turín.
Consecuencia inmediata de la ley de Avogadro fue la posibilidad de determinar el peso molecular de las sustancias en estado gaseoso. La misma ley, aplicada a las soluciones, constituye la base de los métodos de determinación de los pesos moleculares de los sólidos, como quedó demostrado con los célebres trabajos de Pfeffer, Van t’Hoff, Régnault o De Vries. Otra consecuencia importante de la teoría de Avogadro es que al tomar de cada sustancia un peso (en gramos) expresado por el peso molecular, tomamos siempre un número igual de moléculas; es decir, en el orden de tamaño de la escala humana, puede trabajarse con cantidades que en la escala corpuscular corresponden a las moléculas. La química-física moderna está basada esencialmente en la teoría de Avogadro.
1.4. Desarrollo de las Reacciones Químicas
Siempre nos han contado que las sustancias químicas se pueden transformar
unas en otras y cuando esto ocurre decimos que se ha producido un cambio químico,
una transformación química o una reacción química, hay varias formas de nombrarlo
pero significa lo mismo. Las reacciones químicas no son ningún misterio, se encuentran
por todas partes, no solo las producen los científicos en los laboratorios al mezclar
distintas sustancias, sino que se producen de manera natural y continuamente a nuestro
alrededor. Incluso dentro de nosotros mismos ocurren muchas reacciones químicas, por
ejemplo, cuando respiramos o cuando nos movemos y, también, podemos provocar
muchas reacciones químicas como cuando cocinamos o cuando encendemos una cerilla.
Si observamos nuestro entorno encontramos numerosas transformaciones en la
materia que nos rodea, pero, ¿son todos esos cambios reacciones químicas? A veces se
producen cambios químicos, que se trata de una transformación en donde la naturaleza
de la materia cambia y a veces encontramos cambios físicos, donde la transformación
de la materia no varía.
Las reacciones químicas están presentes a lo largo de nuestra vida cotidiana. Se
trata de un proceso donde unas sustancias iniciales, llamadas reactivos, se transforman
en unas sustancias finales denominadas productos. O lo que es lo mismo, es un proceso
mediante el cual tiene lugar una transformación química. Hay una notación simbólica
para representar una reacción química, que es lo que se llama ecuación química. En una
ecuación química, as fórmulas de los reactivos se escriben en el lado izquierdo de la
ecuación y las fórmulas de los productos se escriben en el lado derecho. La ecuación se
conecta mediante una flecha indicando hacia donde transcurre la reacción. Algunos
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
19
36,04g de reactivos 36,04g de producto
productos reaccionan de forma parcial o completa, volviéndose a formar los reactivos
iniciales. Estas reacciones se llaman reacciones reversibles y se representa mediante una
flecha doble, en este curso, obviaremos el sentido opuesto ( ) y las reacciones
siempre transcurrirán en el mismo sentido, hacia la derecha. También se puede indicar
los estados físicos de las sustancias involucradas de la siguiente forma: (s) para sólido,
(l) para líquido, (g) para gaseoso y (ac) para soluciones acuosas (William y Celine, 2003).
Una ecuación química viene representada de esta manera:
𝑁𝐻3 + 𝑂2 𝑁2 + 𝐻2𝑂
Reactivos Productos
Una de las principales dificultades que los alumnos se encuentran en esta Unidad
Didáctica es el diferenciar átomos y moléculas en las ecuaciones químicas.
En esta expresión hay dos átomos de Oxígeno en el lado izquierdo (procedente
de la molécula O2) y en el lado derecho hay un átomo de Oxígeno (procedente de la
molécula de agua). Al igual que hay un átomo de N y dos átomos en la parte de los
productos. Los átomos de hidrógeno son tres y dos, respectivamente en cada lado.
Como los átomos ni se crean ni se destruyen en una reacción química, esta
expresión debe ser ajustada:
4𝑁𝐻3 + 3𝑂2 2𝑁2 + 6𝐻2𝑂
Tanto en su representación simbólica como en su representación molecular
vemos que la ecuación está ajustada con cuatro átomos de N, doce átomos de H y seis
átomos de O en cada lado.
El término estequiometría significa literalmente medir los elementos, esto
incluye todas las relaciones cuantitativas en las que intervienen las masas moleculares
y atómicas, las fórmulas químicas y la ecuación química. Teniendo en cuenta los
coeficientes de la ecuación química significa que tenemos:
4 moléculas de 𝑁𝐻3 + 3 moléculas de 𝑂2 2 moléculas de 𝑁2 + 6
moléculas de 𝐻2𝑂
INTERPRETACIÓN DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA - Ejemplo Completo
2H2 + O2 2H2O
Dos moléculas + Una molécula dos moléculas
2 moles + 1 mol 2 moles
4 x (1,01g) = 4,04g + (2x16g)= 32g 2(18,02g) =
Tabla 1. – Interpretación de una ecuación química
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
20
La masa de un átomo depende del número que contiene de electrones, protones
y neutrones, sin embargo, se trata de partículas extremadamente pequeñas y no es
posible pesar un solo átomo, hay que asignarle un valor a la masa de un átomo de un
elemento determinado para utilizarlo como referencia. Por acuerdo internacional, la
masa atómica, conocida como unidades de masa atómica (uma) se define como una
masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12, este
isotopo contiene seis protones y seis neutrones. Al fijar la masa del carbono-12 como 12
uma, se tiene al átomo que se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los
demás elementos. Para calcular las masas atómicas se usa la masa atómica promedio,
que se encuentra en la tabla periódica, generalmente en la parte superior, aunque
difiere en muchos casos (Petrucci, Harwood y Herring, 2003).
En el Sistema Internacional, el mol es la cantidad de una sustancia que contiene
tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay
exactamente en 12g del isótopo de carbono-12. El número real de átomos en 12g de
carbono-12 se determina con el número de Avogadro (NA), en honor al científico italiano
Amedeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado es:
NA= 6,022x1023
Lo que significa que 1 mol de átomos de hidrógeno contiene 6,022x1023 átomos
de H.
La masa molar (M) se define como la masa de un mol de partículas, se expresa
en g/mol. Se observa que la masa molar coincide numéricamente igual a la masa
atómica expresada en uma, de esta forma si conocemos la masa atómica de un
elemento, también conocemos su masa molar (Chang, 2010).
Una vez conocida la masa molar y el número de Avogadro, es posible calcular la
masa, en gramos, de un solo átomo:
Tabla 2. – Relaciones entre la masa (m en gramos) de un elemento y el número de moles (n) y el
número de átomos (N) de un elemento. NA es el número de Avogadro y M es la masa molar o peso
molecular.
Número de moléculas y número de Átomos (N)
Número de Moles (n)
Gramos/masa del elemento
x NA ÷ M
÷ NA x M
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
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2. Implicaciones didácticas en el proceso de enseñanza- aprendizaje
2.1. Ideas previas del alumnado
Tradicionalmente, la ciencia se ha enseñado mediante la transmisión de
conocimiento por parte del profesor hacia los alumnos, siendo estos, meros receptores
de la información que el profesor les transmitía, quedando en un segundo plano el
desarrollo de las destrezas (Campanario y Otero, 2000). El material de conocimiento se
basaba fundamentalmente en los libros de texto, promoviendo aprendizajes carentes
de significado para el alumno y promoviendo el aprendizaje memorístico.
El tema de las ideas alternativas constituye un problema de gran interés en la
Didáctica de las Ciencias desde hace varias décadas. Estas ideas se caracterizan, casi
siempre, por ser incorrectas. Se tratan de ideas o pensamientos espontáneos y
concretos de cada alumno/a. Entre los resultados más destacables sobre estas
investigaciones es importante destacar:
El paralelismo que hay entre muchas de las ideas de los alumnos.
Tienen cierto grado de estabilidad.
Tienen cierto grado de coherencia.
No es fácil evitar la construcción de conceptos erróneos. No se atribuyen a la
falta de madurez del estudiante, a su baja inteligencia congénita que puedan llegar a
tener o a la calidad del programa de enseñanza. Hay numerosas maneras posibles de
errar, y no existe una estrategia definitiva que lo pueda impedir por completo. El reto
consiste en ayudar a los docentes para que sus estudiantes construyan y reconstruyan
sus esquemas personales en el plano conceptual y sus actitudes hacia las ciencias, de
manera que fomente su competencia cognoscitiva.
El problema empezó a plantearse cuando observaron que los no sólo terminaban
sus estudios sin saber resolver problemas y sin una imagen adecuada de lo que
realmente tenían los conceptos científicos más básicos. Se cuestionaba por tanto el
aprendizaje conceptual. Los alumnos no cometían errores debido a simples olvidos o
por respuestas al azar, sino que se justificaban en base a determinadas ideas, las cuales
eran defendidas con bastante seguridad por un gran número de estudiantes de distintos
niveles educativos.
Estas respuestas, contradictorias con los conocimientos científicos vigentes,
ampliamente extendidas, que se suelen dar de manera rápida y segura, que se repiten
insistentemente y que se hallan relacionadas con determinadas interpretaciones de
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
22
diversos conceptos científicos, se las denomina frecuentemente errores conceptuales y
a las ideas que llevan a cometerlos concepciones alternativas.
El estudio de los errores conceptuales se convirtió rápidamente en una potente
línea de investigación. En el proceso del aprendizaje es de vital importancia conocer la
estructura cognitiva del alumno; no se trata de saber la cantidad de información que
posee, sino cuales son los conceptos y proposiciones que manera y el grado de
estabilidad que tiene sobre esos conceptos. Las herramientas que se necesitan para el
cambio conceptual son el conocimiento de las teorías sobre las ideas previas y las
características de esas ideas, para que se produzca ese cambio conceptual primero tiene
que haber una insatisfacción con las ideas previas que los alumnos tengan, en este caso,
el docente debe presentar un número suficiente de anomalías o problemas para que el
esquema que tenga el alumno fijado no se pueda resolver y, además, que estas “nuevas”
ideas sean inteligibles, el alumno debe comprender lo que significan, y fructíferas.
Uno de los modelos para la enseñanza de las ciencias basados en el cambio
conceptual más conocido es el de Scott, Asoko y Driver (1992). Se estructura en cuatro
fases:
1. Orientación: Destinada a despertar la atención y el interés de los alumnos
por el tema.
2. Explicitación: Exposición por los alumnos de sus ideas para permitir la
identificación de los errores y para aclarar conceptos.
3. Reestructuración: Se modifican las ideas de los alumnos a través de
diferentes estrategias o métodos.
4. Revisión del cambio de ideas: Para comparar las nuevas ideas con las ideas
iniciales.
El profesor en estos casos debe desarrollar sus propios instrumentos o técnicas
para identificar y evaluar las ideas de los alumnos, pueden emplearse tanto de manera
individualizada como de forma colectiva, o incluso una combinación de ambas. Entre los
más destacados, se encuentran:
Elaboración de cuestionarios, ya sea de respuesta corta o elección
múltiple.
Diseño de problemas abiertos vinculados a la experiencia cotidiana en los
que puede explicar o expresar el por qué sucede un determinado
fenómeno.
Elaboración de problemas concretos en relación con los contenidos
dados.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
23
Realización de entrevistas individuales o a través de grupos pequeños de
alumnos, donde el profesor hace preguntas para detectar las ideas
alternativas que pueden llegar a tener los alumnos y alumnas.
Elaboración de mapas conceptuales.
Observaciones directas de un fenómeno en el laboratorio y responder
preguntas formuladas por el profesor.
Este enfoque pretende desarrollar nuevas tareas y estrategias de enseñanza,
cobrando cada vez mayor importancia la educación mediante el aprendizaje
significativo, en el que se parte de lo que el alumno sabe para construir conocimiento a
partir de ello.
El origen de las ideas alternativas y la gran persistencia de algunas de ellas, puede
ser explicado mediante algunos factores como son: las experiencias físicas cotidianas, el
lenguaje de la calle y los distintos medios de comunicación, la existencia de errores
conceptuales en algunos libros de texto y otros aspectos de tipo metodológico
(Carrascosa, 2005).
Si continuamos con este estudio, en relación con la asignatura y más
concretamente, con la unidad que vamos a desarrollar, podemos llegar a concluir que
los alumnos admiten con facilidad que los objetos sólidos están formados por materia
pero en el caso de los líquidos y gases no están tan seguros. Un ejemplo de que
reconozcan con facilidad que los objetos están formados por materia puede ser porque
lo observan a simple vista, poseen volumen o masa y peso, además de que en el lenguaje
cotidiano se asocia materia a cuerpo sólido, por el contrario, en un gas, no resulta tan
intuitivo, en muchas ocasiones, no se llega a considerar.
Frente a estos problemas Posada, (1999) propone varias acciones a tener en
cuenta:
Acompañar a las reacciones químicas de dibujos donde se muestre tanto
el aspecto macroscópico como el microscópico.
Utilizar una notación gráfica en las reacciones y colores para
diferenciarlas.
Seleccionar cuidadosamente, experiencias de la vida cotidiana para una
mejor conexión a la hora de realizar esquemas conceptuales y que
puedan asimilar la materia.
Cabe destacar, que la actividad del docente es muy importante, ya que se ha
visto que en ellos mismos aparecen esos errores conceptuales, situación producida por
profesores que imparten asignaturas que no concuerdan con su especialidad de
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
24
titulación superior. Las titulaciones no concordantes no suministran a los profesores una
formación adecuada para las asignaturas afines de ciencias. Debemos aceptar esta
situación como real y por tanto requiere mejorar y profundizar la formación inicial y en
servicio de los profesores promoviendo el cambio conceptual, removiendo las
concepciones alternativas del esquema conceptual de los profesores como condición
para la calidad de enseñanza de las ciencias. Esta situación podría evitarse mediante la
formación adecuada en contenidos y objetivos de profesores de ciencias (Vázquez,
1994).
Hoy día se ha demostrado mediante estudios que se transmiten las siguientes
concepciones de la ciencia (Caamaño, 2011):
Concepto restringido y simplificador de ciencia: Desde principios de siglo XX
hemos tenido a nuestra disposición un concepto de ciencia conocido como
concepción heredada, según el cual la ciencia es un conocimiento teórico que se
obtiene mediante el método científico a partir de la experimentación. No es
suficiente, pero tampoco es fácil elaborar una concepción alternativa que
satisfaga a todos, entre otras cosas porque existen numerosas ciencias.
Concepción inductivista: La observación sistemática y desapasionada de los
fenómenos de la realidad es lo que permite acceder al conocimiento. A partir de
esta observación se generan enunciados que constituyen la base para formular
las leyes, principios y teorías que articulan el conocimiento científico. Sin
embargo, el inductivismo contiene numerosas limitaciones.
o Número de observaciones, ¿cuándo podremos considerar que son
suficientes?
o ¿La observación puede ser imparcial e independiente del observador, de
sus teorías, intereses, ideas previas?
o ¿Lo que observamos es exactamente la realidad?
Visión descontextualizada: Con frecuencia nos referimos a contenidos
científicos sin establecer ninguna relación con el contexto y llegan a provocar
que los contenidos aparezcan como si fueran arbitrarios y con poco sentido para
los estudiantes. En definitiva, es necesario adoptar una visión más
contextualizada de la ciencia para que nos permita comprender mejor cómo se
ha elaborado el conocimiento.
Visión acumulativa y de crecimiento lineal: Se trata de fomentar la idea de que
el conocimiento científico crece por acumulación sucesiva de nuevas teorías, sin
tener en cuenta los complejos procesos de cambio que han tenido lugar en el
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
25
desarrollo del conocimiento científico. Pero, ¿cómo cambia el conocimiento
científico?
o Según Kuhn: El desarrollo de una disciplina se caracteriza por períodos de
ciencia normal y períodos de revolución científica.
o Según Lakatos: Explica que los programas de investigación se resisten al
cambio. Sólo se produciría cambio si:
La nueva teoría explicaba todo lo que explicaba la teoría anterior.
La nueva teoría predice hechos nuevos que la anterior no
predecía.
La nueva teoría debe ser capaz de orientar a los científicos para
que puedan comprobar empíricamente una parte al menos del
nuevo contenido que ha sido capaz de predecir.
o Según Toulmin: Los cambios pueden ser rápidos o lentos, pero siempre
son parciales y sometidos a la selección crítica de la comunidad
intelectual.
Concepción objetiva y verdadera del conocimiento científico: Si el
conocimiento científico es el que se elabora siguiendo detalladamente los pasos
de “el método científico” en donde predomina la observación y la
experimentación, el resultado será objetivo y verdadero.
Ciencia neutra, sin ideología: A menudo se entiende la ciencia como una
actividad neutra, que no está influida por la sociedad en la que se desarrolla y
cuyo máximo objetivo es la búsqueda de la verdad. En el momento que se acepta
que la ciencia es una actividad humana y sometida a condicionantes, tenemos
que aceptar que es difícil que exista neutralidad y que quizás sólo sea un mito.
Visión individualista y elitista: Los conocimientos científicos aparecen como
obra de genios aislados, sin tener en cuenta el papel del trabajo en equipo que
existe.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
26
BLOQUE II:
BLOQUE II: FUNDAMENTACIÓN
EPISTEMOLÓGICA
UNIDAD
DIDÁCTICA
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
27
1. Introducción
En este trabajo desarrollaré la Unidad Didáctica “Reacciones Químicas: Cálculos
Estequiométricos” enmarcada dentro del cuarto curso de la Educación Secundaria
Obligatoria, dentro del programa educativo del libro Física y Química, una materia
común que se encuentra dentro de las ocho posibles materias a elegir (Biología y
Geología, Educación plástica y visual, Física y Química, Informática, Latín, Música,
Segunda Lengua Extranjera y Tecnología) por parte del alumnado y de las que deberá
elegir un total de tres.
1.1. Legislación aplicable
El Real Decreto 1631/2006, de 29 de diciembre, por el que se establecen las
enseñanzas mínimas correspondientes a la Educación Secundaria Obligatoria. La
ubicación del tema se encuentra dentro del “Bloque 4, Cambios químicos y sus
repercusiones. Reacciones químicas y su importancia.” Los contenidos
pertenecientes a este bloque según el currículo oficial son los siguientes:
- Describir las reacciones químicas como cambios macroscópicos de unas
sustancias en otras, justificarlas desde la teoría atómica y representarlas con
ecuaciones químicas.
- Valorar la importancia de obtener nuevas sustancias y de proteger el medio
ambiente. Este criterio pretende comprobar que los alumnos comprenden
que las reacciones químicas son procesos en los que unas sustancias se
transforman en otras nuevas.
- Se valorará también si conocen su importancia en la mejora y calidad de vida
y las posibles repercusiones negativas, siendo conscientes de la relevancia y
responsabilidad de la química para la protección del medioambiente y la
salud de las personas.
Decreto 231/2007, de 31 de julio, por el que se establece la ordenación y las
enseñanzas correspondientes a la educación secundaria obligatoria en
Andalucía.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
28
1.2. Datos generales de la Unidad Didáctica
En este apartado se mostrará de una manera visual y concisa los aspectos
generales de la Unidad Didáctica a desarrollar:
A continuación se muestra la siguiente tabla haciendo dividida en cuatro
bloques, haciendo referencia a los objetivos previstos de la legislación vigente junto con
los contenidos y las actividades previstas para el desarrollo de la Unidad Didáctica y los
criterios de evaluación establecidos:
Centro Educativo: I.E.S. Torre Olvidada
Localidad: Torredelcampo
Provincia: Jaén
Departamento: Ciencias de la Naturaleza
Asignatura: Física y Química
Curso en el que se imparte la Unidad Didáctica: 4º E.S.O.
Horario: 3 horas semanales en el aula asignada desde inicios de curso
(Martes, Miércoles y Viernes de 9,15h-10,15h)
Temporalización: 10 sesiones/2º Trimestre/ 12 de Enero de 2016 – 2 de
Febrero de 2016
Grupo de 25 alumnos
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Legislación aplicable:
R.D. 1631/2006
Decreto 231/2007
UNIDAD DIDÁCTICA: Reacciones Químicas. Cálculos Estequiométricos
Física y Química. 4º E.S.O. /2º Trimestre Temporalización: 10 sesiones (3h/semana)
Objetivos Específicos Contenidos Actividades Criterios de Evaluación 1. Saber diferenciar entre cambio físico y
cambio químico. 2. Reconocer los reactivos y productos de cada
reacción química. 3. Calcular masas atómicas de los compuestos. 4. Conocer e interpretar la ley de conservación
de la masa. Lavoisier. 5. Ajustar correctamente reacciones químicas. 6. Interpretar correctamente las reacciones
químicas. 7. Aplicar las leyes de la estequiometría a estos
procesos, incluyendo los cálculos de molaridad.
8. Conocer e interpretar la ley de los volúmenes o leyes volumétricas. Ley de Gay-Lussac.
9. Comprobar mediante experiencias sencillas de laboratorio la influencia de determinados factores en la velocidad de las reacciones químicas.
1. Cambio físico y cambio químico
2. Concepto de mol 3. Concepto de
molaridad 4. Identificación de
reactivos y productos
5. Ajuste de reacciones químicas
6. Interpretar las ecuaciones químicas
7. Realizar cálculos estequiométricos sencillos, tanto con masas como con volúmenes
8. Reescribir la relación molar en unidades de masa
9. Nociones de la velocidad de reacción
Actividad 1: Cuestionario inicial. ¿Qué sabemos de la Unidad? Actividad 2: De la antigüedad a la actualidad Actividad 3: La entretenida tarea de ajustar reacciones químicas Actividad 4: Para repasar (I) Actividad 5: De gramos a moléculas Actividad 6: Para repasar (II) Actividad 7: ¡Vamos al laboratorio! Actividad 8: Leyes volumétricas Actividad 9: ¡Manos a la obra! Actividad 10: Exposiciones por grupos Actividad 11: Último repaso Actividad 12: Prueba escrita
1. Utiliza de forma adecuada el vocabulario específico, expresándose oralmente y de forma escrita.
2. Trabaja correctamente con los recursos empleados y sabe respetar las normas de utilización tanto del laboratorio como del resto de aulas.
3. Calcula con facilidad las masas atómicas de los compuestos para sus posteriores cálculos en las reacciones químicas.
4. Reconoce cuáles son los reactivos y los productos a partir de la representación de ecuaciones químicas.
5. Interpreta correctamente la ley de conservación de la masa.
6. Ajusta las reacciones para su aplicación a problemas estequiométricos.
7. Interpreta correctamente la ley de conservación de la masa.
8. Aplica la ley general de los gases cuando se requiere.
9. Conoce como influye la velocidad de reacción y los factores que dependen de ello.
Tabla 3: Resumen de la Unidad Didáctica
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
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2. Justificación de la Unidad Didáctica
2.1. Fundamentación
Las sustancias químicas se pueden transformar unas en otras y cuando esto
ocurre decimos que se ha producido un cambio químico. Las reacciones químicas se
encuentran por todas partes, no solo las producen los científicos en los laboratorios al
mezclar distintas sustancias, sino que se producen de manera natural y continuamente
a nuestro alrededor. Incluso dentro de nosotros mismos ocurren muchas reacciones
químicas, por ejemplo, cuando respiramos o cuando nos movemos y, también, podemos
provocar muchas reacciones químicas como cuando cocinamos o cuando encendemos
una cerilla. Si observamos en nuestro entorno encontramos numerosas
transformaciones en la materia que nos rodea, pero, ¿son todos esos cambios
reacciones químicas?
Una vez comentado esto es conveniente saber que el tema de las reacciones
químicas, se inicia en cursos anteriores, desde 3º E.S.O. y que se sigue impartiendo de
manera más profundizada en cursos posteriores, hasta Bachillerato. En este curso se
incluye el ajuste de reacciones químicas, interpretar lo que significan las ecuaciones
químicas y cálculos Estequiométricos sencillos de conversión de unidades.
En una primera parte se hará una diferenciación entre los procesos físicos y los
procesos químicos. Y en la última parte, todo lo relacionado con las ecuaciones químicas.
Cabe destacar que las principales dificultades que el alumnado se encuentra en
esta Unidad Didáctica son aquellas referentes a la terminología, por lo que haremos
hincapié en los ejercicios y se hará esquemas y dibujos de las reacciones para una mejor
interpretación.
2.2. Adaptación de la programación a las características del alumnado
Algo primordial en estos tiempos, es adaptar el currículo a las características del
alumnado. En el aula es donde se van a desarrollar la mayoría de las clases teóricas y
donde se va a desarrollar el mayor contenido del currículo, por eso partiendo de
planteamiento curricular generalizado para toda la población escolar, se irá definiendo
y concretando a través del Proyecto Educativo y Curricular del Centro y, posteriormente,
a través de la programación de aula.
Adecuar el currículo, supone llevar a cabo un conjunto de modificaciones o
adaptaciones en los distintos elementos de la propuesta educativa dentro de un grupo
de enseñanza concreto, con la finalidad de que cada alumno pueda lograr los objetivos
aunque sean diferentes de los del grupo.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
31
La finalidad de la adecuación del currículo tiene dos objetivos. El primero, la
creación de condiciones idóneas en el clima del aula para hacer posible el desarrollo de
la materia, incluidos los alumnos con necesidades educativas especiales, y el segundo,
garantizar que los alumnos que necesitan de la adaptación del currículo no sean ajenos
al grupo de aprendizaje, de manera que puedan participar de forma activa en la medida
de sus posibilidades.
Además, implica un trabajo cooperativo entre los distintos profesores de los
distintos departamentos que llevan a cabo la acción educativa. Exponemos algunos de
estos indicadores (Arnaiz y Garrido, 1999):
INDICADORES PARA ADECUAR LA PROGRAMACIÓN DEL AULA A LA DIVERSIDAD
EN LOS OBJETIVOS Y CONTENIDOS
Concretar los objetivos y contenidos expresados para el ciclo a la diversidad
de los alumnos del aula.
Introducir objetivos y contenidos específicos para los alumnos con
Necesidades Educativas Especiales.
Dar prioridad a los objetivos y contenidos en función de la diversidad de
capacidades, intereses y motivaciones de los alumnos.
Modificar la secuencia de objetivos y contenidos con el objetivo de conseguir
el mayor grado de significación de la enseñanza.
EN LAS ACTIVIDADES DE ENSEÑANZA-APRENDIZAJE
Diseñar actividades que tengan diferentes grados de realización.
Diseñar actividades diversas para trabajar un mismo contenido.
Proponer actividades que permitan diferentes posibilidades de ejecución.
Proponer actividades que se lleven a cabo con diferentes tipos de
agrupamientos: gran grupo, pequeño grupo, e individual.
Planificar actividades de libre ejecución por parte de los alumnos según
intereses.
Planificar actividades que tengan aplicación en la vida cotidiana.
EN LA METODOLOGÍA
Priorizar métodos que favorezcan la expresión directa, la reflexión, la
expresión y la comunicación.
Adecuar el lenguaje según el nivel de comprensión de los alumnos.
Seleccionar técnicas y estrategias metodológicas que siendo útiles para todos
los alumnos, también lo sean para los que presentan necesidades educativas
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especiales como son las técnicas de demostración y modelado o las técnicas
de trabajo cooperativo.
Dar prioridad a técnicas y estrategias que favorezcan la experiencia y reflexión:
el aprendizaje por descubrimiento.
Favorecer el tratamiento globalizado o interdisciplinar de los contenidos de
aprendizaje.
Partir de centros de interés sobre los que se globalice el tratamiento de los
contenidos.
EN LA EVALUACIÓN
Realizar una evaluación inicial ante un nuevo proceso de enseñanza-
aprendizaje.
Introducir la evaluación del contexto aula.
Utilizar procedimientos e instrumentos de evaluación variados y diversos
(cuestionarios, entrevistas, observación sistemática, pruebas objetivas,...).
Proporcionar los materiales necesarios para la realización de las actividades
de evaluación en función de las características del alumno.
Tabla 4.- Indicadores para adecuar la programación del aula a la diversidad
3. Contextualización de la Unidad Didáctica
3.1. Adaptación de la programación al Centro: Proyecto Educativo de
Centro
Torredelcampo es un municipio que se encuentra a 11km al suroeste de
provincia de Jaén. El municipio posee un paisaje característico en el que contrastan las
formas suaves y alomadas de la campiña con los relieves abruptos y accidentados de la
sierra. El término municipal de Torredelcampo se extiende con una amplitud de 182 km2
sobre los que se asienta una población aproximadamente de 14.500 habitantes (al 50%
varones y mujeres) donde la mayor parte de la población se dedica a la agricultura
(sector primario), el nivel económico de las familias es medio y el cultural medio-bajo.
El municipio tiene una altitud sobre el nivel del mar de 649 metros y limita cerca
de municipios como Los Villares, Jamilena, Torredonjimeno, Escañuela, Villardompardo,
Higuera de Arjona y Fuerte del Rey.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
33
Torredelcampo
Jaén
Imagen 8. – Provincia de Jaén
Se accede al núcleo urbano por la carretera N-321 entre Córdoba y Valencia
(ubicada en el km. 67) y al borde de la A-316 que conecta Jaén con Córdoba, Madrid y
Granada.
En otro orden de cosas sería necesario resaltar la importancia a nivel ecológico
que esta zona posee y que la diferencia notablemente de las tierras limítrofes. La
situación de la ciudad de Torredelcampo en una franja de terreno que se puede calificar
de “transicional” entre la Sierra y la Campiña provoca que exista una fuerte dualidad en
el uso del suelo, dualidad que ha sido inteligentemente aprovechada para elevar aún
más el alto nivel socioeconómico de la población y que se puede comentar en dos
apartados:
Las tierras de la Campiña (situada al Norte del Término Municipal) destaca por la
enorme extensión que ha venido ocupando el cultivo del olivar que han ido
ganando terreno a zonas prácticamente estériles.
Por otro lado la Sierra (al Sur del núcleo urbano) posee una gran riqueza y
variedad de ecosistemas, que abarcan desde pequeños reductos del bosque
mediterráneo hasta prados de matorrales donde domina la encina. Estos
ecosistemas han sido aprovechados como áreas de descanso y de recreo con la
evidente atracción turística que ello supone aunque esta última solución aún no
está muy desarrollada. La Sierra hoy en día se encuentra muy urbanizada y
degradada por las numerosas urbanizaciones e instalación de canteras para la
extracción de áridos, que la están poniendo en peligro.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
34
Imagen 9. – Vista satélite Torredelcampo Imagen 10. – Vía Satélite I.E.S. Torre Olvidada
El centro educativo donde se estructura el trabajo es en el I.E.S. Torre Olvidada,
que se encuentra ubicado en la zona sur de la localidad de Torredelcampo, en la Calle
Almería s/n. Fue creado en el año 2004, aunque ha ido sufriendo algunas
remodelaciones para ampliarlo y para acondicionarlo a las necesidades actuales. Se
trata de un centro público de Enseñanza Secundaria Obligatoria, se imparten los cursos
de 1º, 2º, 3º y 4º de E.S.O. Las edades de los alumnos están comprendidas entre los 12
y los 17 años.
El equipo docente lo compone 32 profesores. El personal de administración y
servicios lo compone 3 personas (2 conserjes y un administrativo). Los cargos
unipersonales son: una directora, un jefe de estudios y un secretario. Un total de 13
tutores, 11 jefes de departamentos, 1 coordinadora TIC, 1 coordinadora del Plan de
Lectura y Biblioteca, 1 coordinador del Proyecto “Deporte en la Escuela”, 1 coordinadora
del Plan de Apertura de centro, 1 coordinador del Plan de Igualdad.
El profesorado, en general, colabora con las actividades que se organizan en el
centro, entre las que destacan:
Semana Cultural, así como viajes culturales.
Feria del libro.
Viaje de estudios.
Actividades programadas por los diferentes departamentos de
coordinación didáctica.
Celebraciones especificadas en el calendario escolar anual.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
35
El esquema/organigrama del colegio que se incluye en el Plan de Centro es el
siguiente:
Imagen 11.- Organigrama del Centro
El número de alumnos matriculados este curso académico 2015/2016 es de 360,
cuya procedencia es en un 95% de la localidad, Torredelcampo, y el resto de origen
centroeuropeo, sudamericano y árabe.
El centro lo componen dos edificios: Un edificio principal y otro con las
instalaciones deportivas, todo ello dentro del recinto escolar. El centro cuenta en total
con:
12 aulas ordinarias, que se muestra un esquema en la siguiente página
para tener conocimiento de cómo se encuentran ubicadas.
Un laboratorio: el centro posee un laboratorio, para la realización de
prácticas.
Un aula de Educación Plástica y Música.
Un aula de Tecnología
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36
Biblioteca: Posee todo el material bibliográfico necesario para obtener
información de otras fuentes distintas al libro de texto.
Un aula habilitada para los alumnos con necesidades educativas
especiales.
12 seminarios/departamentos: despacho de dirección, despacho de
jefatura de estudios, despacho del secretario, cafetería, sala del
profesorado, secretaría, reprografía, cuatro almacenes y cuatro aseos. El
centro está adaptado, según la normativa vigente, para personas con
minusvalía, dispone de rampas, ascensor y aseos para minusválidos.
Patio: Hay pocas zonas verdes, sólo existen algunos árboles y arbustos
alrededor de las pistas deportivas.
A continuación, se muestra el modelo de un aula ordinaria de las doce existentes,
que se encuentra en el centro:
Imagen 12.- Esquema de un aula ordinaria
El modelo de horario aprobado durante este curso, y durante cursos anteriores,
es de jornada intensiva (de 8:15 h. a 14:45 h.) de lunes a viernes y los martes por la tarde
(16:30 h. a 18:30 h.), destinado a hora de atención a las familias y reuniones de órganos
colegiados.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
37
En esta imagen se muestra una fotografía del I.E.S. Torre Olvidada en la localidad
de Torredelcampo, Jaén.
Imagen 13.- Fotografía del Instituto I.E.S. Torre Olvidada
El centro está situado a poca distancia del centro comercial y administrativo del
pueblo y muy cerca de la principal vía de acceso a la misma, lo que posibilita una buena
comunicación vial entre el instituto y los demás organismos públicos y privados de la
ciudad. En su entorno predominan los espacios abiertos y a pocos metros se encuentra
la Vía Verde, conocida en toda la capital. También cuenta a poca distancia con dos
parques pequeños y una guardería.
En cuanto al perfil del alumnado, desde el punto de vista académico, en términos
generales, podemos considerar como normal su rendimiento escolar, aunque hay una
tendencia a la baja.
Respecto a sus hábitos de estudio, un porcentaje alto de alumnos estudia sólo
antes de los exámenes y otro menor dice estudiar de manera sistemática y periódica.
Entre un 85% y un 90% de alumnos afirma asistir a clase a gusto y no forzado. La
valoración que hacen del profesorado en líneas generales es positiva y destacan el clima
de respeto, de convivencia, así como de trabajo que, a lo largo del horario lectivo, existe
en el centro. También están de acuerdo y colaboran en ello, con las distintas (y a veces
duras) medidas disciplinarias que se vienen aplicando en el centro. Prueba de ello es la
notable baja en la apertura de expedientes disciplinarios a lo largo de este curso escolar.
La puesta en marcha de un parte de convivencia en las aulas está resultando una
medida eficaz para involucrar al alumnado en el cumplimiento de las normas de
convivencia desde la responsabilidad individual y colectiva. Ellos mismos valoran como
buena o muy buena la relación entre los propios compañeros de aula y de centro.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
38
Respecto a sus aficiones, mayoritariamente nuestros alumnos dedican su tiempo
libre a salir con sus amigos, a usar el ordenador con fines lúdicos, etc. casi siempre los
fines de semana. Algunos (35-40%) hacen deporte, escuchan música y, sobre todo, ven
televisión. En un porcentaje muchísimo menor algunos leen.
Las perspectivas de futuro para la inmensa mayoría es realizar estudios
postobligatorios de grado medio, especialmente Ciclos Formativos. En un menor
porcentaje aspiran a estudios universitarios superiores y, aproximadamente, en un 18%
sólo desean terminar su Educación Obligatoria.
La normativa del centro regula el uso de los dispositivos móviles dentro del
recinto y en horario lectivo. La sanción por el incumplimiento de esta norma comienza
con la retirada del aparato y la debida comunicación al miembro directivo pertinente y
a los padres, teniendo que recoger ellos mismos el móvil a la salida del horario lectivo.
También se encuentra disponible un teléfono fijo en secretaría para aquellos alumnos
que tengan una urgencia en caso de enfermedad y necesiten llamar a los familiares, esto
no implica llamadas donde se haya olvidado algún material escolar o para cambios en la
vestimenta por diferentes causas.
Todos los recursos materiales con los que cuenta el centro están relacionados en
el Registro General del Inventario, depositado en la secretaría. Su contenido es público
para todo el profesorado del centro, facilitando así el conocimiento de los medios
existentes, su localización y el uso compartido de los mismos.
Los recursos materiales están situados físicamente en los departamentos
didácticos, en los despachos del equipo directivo, en los espacios y aulas específicas o
en las aulas comunes de uso general. Todos los medios materiales son de uso
compartido para todo el profesorado y su utilización sólo requiere la previa petición de
su uso al responsable de los mismos en función de su ubicación.
Es un deber del alumnado el cuidado y buen uso de los medios materiales
puestos a su alcance para su aprendizaje. El incumplimiento de este deber conllevará la
reposición de lo dañado o la contraprestación económica correspondiente. El
profesorado es responsable de aplicar los sistemas de control establecidos para evitar
daños, pérdidas o uso inadecuado de los medios materiales existentes.
3.2. Adaptación de la programación del aula: alumnado
El aula en la que he contextualizado mi programación posee 25 alumnos, y entre
su diversidad destacamos a un alumno diagnosticado con una adaptación curricular no
significativa, es decir, al que tendremos que tratar con una adaptación curricular
individualizada (ACI).
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
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4. Objetivos
A la hora de programar vamos a tener en cuenta tres tipos de objetivos distintos.
Se definen como las intenciones que presiden un proyecto educativo determinado y el
conjunto de metas y finalidades en que dichas intenciones se concretan, es decir,
definen lo que queremos conseguir, deben ser superados por el alumno y sobre todo
por quienes son establecidos.
Objetivos generales de etapa: Se extraen de la Ley Orgánica en vigor y son
denominamos así a los objetivos que los alumnos deben cumplir al final de cada
una de las etapas educativas.
Objetivos generales de área: Son aportaciones que, desde el área, en este caso
Ciencias de la Naturaleza, se han de hacer a la consecución de los objetivos de
etapa. El alumnado deberá superar cada una de las materias de un curso y que
también son establecidos por el diseño curricular.
Objetivos específicos la Unidad Didáctica: Intenciones educativas propias de la
unidad didáctica a trabajar donde el alumno supera en cada una de las unidades
didácticas de una materia siempre y cuando alcance los objetivos y contenidos
del diseño curricular.
4.1. Objetivos Generales de Etapa
Según el Real Decreto 1631/2006, del 29 de diciembre, por el que se establecen
las enseñanzas mínimas correspondientes a la Educación Secundaria Obligatoria, los
objetivos generales contribuirán a desarrollar en los alumnos y las alumnas las
capacidades que les permitan:
a) Asumir responsablemente sus deberes, conocer y ejercer sus derechos en el
respeto a los demás, practicar la tolerancia, la cooperación y la solidad entre las
personas y grupos, ejercitarse en el diálogo afianzando los derechos humanos
como valores comunes de una sociedad plural y prepararse para el ejercicio de
la ciudadanía democrática.
b) Desarrollar y consolidar hábitos de disciplina, estudio y trabajo individual y en
equipo como condición necesaria para una realización eficaz de las tareas del
aprendizaje y como medio de desarrollo personal.
c) Valorar y respetar la diferencia de sexos y la igualdad de derechos y
oportunidades entre ellos. Rechazar los estereotipos que supongan
discriminación entre hombres y mujeres.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
40
d) Fortalecer sus capacidades afectivas en todos los ámbitos de la personalidad y
en sus relaciones con los demás, así como rechazar la violencia, los prejuicios de
cualquier tipo, los comportamientos sexistas y resolver pacíficamente los
conflictos.
e) Desarrollar destrezas básicas en la utilización de las fuentes de información para,
con sentido crítico, adquirir nuevos conocimientos. Adquirir una preparación
básica en el campo de las tecnologías, especialmente las de la información y la
comunicación.
f) Concebir el conocimiento científico como un saber integrado que se estructura
en distintas disciplinas, así como conocer y aplicar los métodos para identificar
los problemas en los diversos campos del conocimiento y de la experiencia.
g) Desarrollar el espíritu emprendedor y la confianza en sí mismo, la participación,
el sentido crítico, la iniciativa personal y la capacidad para aprender a aprender,
planificar, tomar decisiones y asumir responsabilidades.
h) Comprender y expresar con corrección, oralmente y por escrito, en la lengua
castellana y, si la hubiere, en la lengua cooficial de la Comunidad Autónoma,
textos y mensajes complejos, e iniciarse en el conocimiento, la lectura y el
estudio de la literatura.
i) Comprender y expresarse en una o más lenguas extranjeras de manera
apropiada.
j) Conocer, valorar y respetar los aspectos básicos de la cultura y la historia propias
y de los demás, así como el patrimonio artístico y cultural.
k) Conocer y aceptar el funcionamiento del propio cuerpo y el de los otros, respetar
las diferencias, afianzar los hábitos de cuidado y salud corporales e incorporar la
educación física y la práctica del deporte para favorecer el desarrollo personal y
social. Conocer y valorar la dimensión humana de la sexualidad en toda su
diversidad. Valorar críticamente los hábitos sociales relacionados con la salud, el
consumo, el cuidado de los seres vivos y el medio ambiente, contribuyendo a su
conservación y mejora.
l) Apreciar la creación artística y comprender el lenguaje de las distintas
manifestaciones artísticas, utilizando diversos medios de expresión y
representación.
Resaltar que los apartados j) y k), aunque se encuentran en los objetivos generales
de etapa, no se muestra en el desarrollo de la tabla 6 que se encuentra en la página
número 43, al no disponer de similitudes con los objetivos específicos definidos para
esta Unidad Didáctica.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
41
4.2. Objetivos Generales de Área
Si nos centramos en el desarrollo de la enseñanza de las Ciencias de la Naturaleza,
en esta etapa se destaca como finalidad las siguientes capacidades:
1. Comprender y utilizar las estrategias y los conceptos básicos de las ciencias de la
naturaleza para interpretar los fenómenos naturales, así como para analizar y
valorar las repercusiones de desarrollos tecnocientíficos y sus aplicaciones.
2. Aplicar, en la resolución de problemas, estrategias coherentes con los
procedimientos de las ciencias, tales como la discusión del interés de los
problemas planteados, la formulación de hipótesis, la elaboración de estrategias
de resolución y de diseños experimentales, el análisis de resultados, la
consideración de aplicaciones y repercusiones del estudio realizado y la
búsqueda de coherencia global.
3. Comprender y expresar mensajes con contenido científico utilizando el lenguaje
oral y escrito con propiedad, interpretar diagramas, gráficas, tablas y expresiones
matemáticas elementales, así como comunicar a otros argumentaciones y
explicaciones en el ámbito de la ciencia.
4. Obtener información sobre temas científicos, utilizando distintas fuentes,
incluidas las tecnologías de la información y la comunicación, y emplearla,
valorando su contenido, para fundamentar y orientar trabajos sobre temas
científicos.
5. Adoptar actitudes críticas fundamentadas en el conocimiento para analizar,
individualmente o en grupo, cuestiones científicas y tecnológicas.
6. Desarrollar actitudes y hábitos favorables a la promoción de la salud personal y
comunitaria, facilitando estrategias que permitan hacer frente a los riesgos de la
sociedad actual en aspectos relacionados con la alimentación, el consumo, las
drogodependencias y la sexualidad.
7. Comprender la importancia de utilizar los conocimientos de las ciencias de la
naturaleza para satisfacer las necesidades humanas y participar en la necesaria
toma de decisiones en torno a problemas locales y globales a los que nos
enfrentamos.
8. Conocer y valorar las interacciones de la ciencia y la tecnología con la sociedad y
el medio ambiente, con atención particular a los problemas a los que se enfrenta
hoy la humanidad y la necesidad de búsqueda y aplicación de soluciones, sujetas
al principio de precaución, para avanzar hacia un futuro sostenible.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
42
9. Reconocer el carácter tentativo y creativo de las ciencias de la naturaleza, así
como sus aportaciones al pensamiento humano a lo largo de la historia,
apreciando los grandes debates superadores de dogmatismos y las revoluciones
científicas que han marcado la evolución cultural de la humanidad y sus
condiciones de vida.
4.3. Objetivos Específicos de la Unidad
Basándonos ahora en el desarrollo de objetivos didácticos que se pretenden alcanzar
una vez finalizada la unidad, expresado en términos de capacidad son:
Saber diferenciar entre cambio físico y cambio químico.
Reconocer los reactivos y productos de cada reacción química.
Calcular masas atómicas de los compuestos.
Interpretar correctamente las reacciones químicas
Conocer e interpretar la ley de conservación de la masa. Lavoisier.
Ajustar correctamente reacciones químicas.
Conocer e interpretar la ley de los volúmenes o leyes volumétricas. Ley
de Gay-Lussac.
Comprobar mediante experiencias sencillas de laboratorio la influencia
de determinados factores en la velocidad de las reacciones químicas.
Comprobar mediante experiencias sencillas de laboratorio la influencia
de determinados factores en la velocidad de las reacciones químicas.
Aplicar las leyes de la estequiometría a estos procesos, incluyendo los
cálculos de molaridad.
4
3
2
1
5
7
8
9
6
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
43
5. Competencias Básicas
Según el Real Decreto 1631/2006, la incorporación de las competencias básicas
al currículo permite poner acento en aquellos aprendizajes que se consideran
imprescindibles, desde un planteamiento integrador y orientado a la aplicación de los
saberes adquiridos. Se puede definir el término competencia como el uso de recursos
personales para actuar en la construcción de su vida tanto de manera personal como
social. El conjunto de competencias básicas constituyen los aprendizajes imprescindibles
para llevar una vida plena. Las competencias básicas se basan en las propuestas hechas
por la Unión Europea siendo adaptadas al sistema educativo español. Se definen ocho
tipos de competencias básicas que el alumno ha tenido que adquirir al finalizar la etapa
de la Educación Secundaria Obligatoria.
1. Comunicación lingüística: Consiste en utilizar el lenguaje como instrumento
de comunicación. Se hará en la lengua castellana, y en su caso en la cooficial y
en lengua extranjera.
2. Competencia matemática: Consiste en la habilidad para utilizar números,
operaciones básicas, símbolos y formas de expresión y razonamiento
matemático para resolver problemas.
3. Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico: Consiste
en interactuar con el mundo físico, esto implica la conservación y mejora del
patrimonio natural, el uso responsable de los recursos, el cuidado del
medioambiente, el consumo racional y la protección de la salud individual y
colectiva.
4. Tratamiento de la información y competencia digital: Consiste en buscar,
obtener, procesar y comunicar información para transformarla en
conocimiento.
5. Competencia social y ciudadana: Consiste en comprender la realidad social en
que se vive, cooperar, convivir y ejercer la ciudadanía democrática en una
sociedad plural así como contribuir a su mejora.
6. Competencia cultural y artística: Consiste en conocer y valorar diferentes
manifestaciones culturales y artísticas como parte del patrimonio de los
pueblos.
7. Competencia para aprender a aprender: Consiste en disponer de habilidades
para iniciarse y ser capaz de continuar aprendiendo, son cruciales para
adquirir tal competencia la motivación, la confianza del alumnado en sí
mismo, la autoevaluación, la cooperación, etc.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
44
8. Autonomía e iniciativa personal: Consiste en ser consciente de los valores y
actitudes personales, así como aprender de los errores y de asumir riesgos.
Una vez descritas las competencias, relacionaré en una tabla, los objetivos
específicos de la Unidad Didáctica desarrollada, los objetivos generales de etapa y los
objetivos generales del área de Química, y las competencias básicas:
Los objetivos “j” y “k”, aunque definidos en el apartado 4.1., no se han tenido en
cuenta por no existir similitudes con los objetivos específicos de la Unidad Didáctica
definida:
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45
OBJETIVOS ESPECÍFICOS DE LA UNIDAD O.G.E. O.G.A. C.B. 1. Saber diferenciar entre cambio físico y cambio químico.
C, E, H, I, 1, 4, 1
2. Reconocer los reactivos y productos de cada reacción química.
C, I 1 1, 3
3. Calcular masas atómicas de los compuestos. F 2, 3 2
4. Conocer e interpretar la ley de conservación de la masa. Lavoisier.
B, C, E, F, G, H, I,
1, 2, 3, 5 1, 2, 3
5. Ajustar correctamente reacciones químicas.
F, G 2, 3 2
6. Interpretar correctamente las reacciones químicas.
C, E, H, L 1, 2, 3 1, 2, 7
7. Aplicar las leyes de la estequiometría a estos procesos, incluyendo los cálculos de molaridad.
C, E, G 2, 3, 5 2, 3
8. Conocer e interpretar la ley de los volúmenes o leyes volumétricas. Ley de Gay-Lussac. E, I, G 1, 2, 3 2,3
9. Comprobar mediante experiencias sencillas de laboratorio la influencia de determinados factores en la velocidad de las reacciones químicas.
A, B, C, D, E, F, G, H,
1, 2, 4, 5, 8, 9
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8
Tabla 5. - Relación entre Objetivos Generales de Etapa (O.G.E.), generales de área (O.G.A.) y Competencias Básicas (C.B.)
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6. Contenidos
6.1. Contenidos de Materia
Los contenidos que se establecen en la Unidad Didáctica y atendiendo a las
características y necesidades de nuestro alumnado, se expondrán los contenidos a
estudiar, relacionándolos con los objetivos específicos de la unidad que persiguen, las
competencias que potencian y señalando las sesiones que se requerirán.
UNIDAD 4: REACCIONES QUÍMICAS. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
DE LA UNIDAD
TEMPORALIZACIÓN CB
1. Cambios Físicos y cambios Químicos
2. Historia de la Ciencia
1,3,4,5 1ª SESIÓN 1, 4,
3. Identificación de los Reactivos y los Productos
4. Ajuste de ecuaciones químicas
1,2,3,6 2ª SESIÓN 1, 2, 7
5. Cálculos Estequiométricos
Calculo de masas atómicas
Concepto mol /molécula
Ley de Lavoisier
1,2,3,6,7 3ª SESIÓN 1, 2, 3, 7
6. Experimentos en el laboratorio
1,2,3,6,7 4ª SESIÓN 1, 2, 7, 8
7. Cálculos Volumétricos
Ley de Gay-Lussac
Ley de gases ideales
1,2,3,6 5ª SESIÓN 1, 2, 7
8. Factores que depende la velocidad de una reacción
Concentración
Temperatura
1,2,8,9 6ª SESIÓN 1, 2, 3, 4,
5, 7, 8
Tabla 6.- Tabla de contenidos de la materia
*En esta tabla no se incluyen las sesiones (7 y 8) ya que están destinados a: la exposición de trabajos por
grupos. La sesión (8) destinada a repasar los conceptos más importantes y dudas que los alumnos
presenten con respecto al tema. Y la última sesión (10) está destinada a realizar la prueba final escrita, la
cual se encuentra desarrollada en el anexo II.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
47
6.2. Contenidos Transversales
Esta Unidad Didáctica nos permite trabajar con los siguientes contenidos
transversales, cada uno de los cuales tratará diferentes aspectos, además de favorecer
la interdisciplinariedad:
Educación ambiental
Se trata de un tema de mucha importancia en el temario de la Química, puesto que
tenemos que reflexionar, junto con el alumnado, sobre los efectos nocivos que pueden
dar algunas reacciones químicas y a enseñar a desecharlos en los contenedores
adecuados. En muchos casos, estos temas se pueden tratar desde otras disciplinas como
Ciencias de la Naturaleza o Biología y Geología.
Educación para la salud
Imprescindible a tener en cuenta los efectos nocivos mencionados anteriormente que
pueden causar determinados efectos sobre nuestro organismo y que pueden llegar a
poner en peligro nuestra salud.
Educación para el consumidor
Aspectos como el uso adecuado de los productos químicos de los que tratemos, incluso,
aquellos que son utilizados en el hogar, la importancia del tratamiento de los residuos y
las técnicas de ahorro a través del reciclado.
Educación no sexista
En el ámbito científico la presencia de la mujer es realmente importante, lo que hace
absurda la discriminación por razón de sexo. Esta situación debe servir como punto de
partida y como base para realizar una educación para la igualdad de oportunidades que
se extiendan tanto al entorno científico como los aspectos de la vida cotidiana.
Educación moral y cívica
Realización de trabajos en grupos para el desarrollo de la exposición oral que se describe
en la sesión 7 y 8, donde el alumnado adquiere aptitudes de diálogo y respeto que
permite la participación democrática.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
48
7. Metodología
La metodología a seguir para llevar a cabo el desarrollo de esta Unidad Didáctica
y alcanzar los objetivos propuestos, se podría resumir en un autoaprendizaje del alumno
controlado, guiado o impulsado por el profesor. Se trata de convertir al alumno en
protagonista de su propio aprendizaje, apoyándose para ello en todos los medios e
informaciones de que disponga a su alcance. Por tanto, debe ser una metodología activa
en que la labor del profesorado y alumnado interactúen y sean simultáneas, evitando el
desarrollo meramente expositivo por parte del profesor y meramente receptivo por
parte del alumno, siendo esta una metodología didáctica fundamentada en unos
principios pedagógicos.
7.1. Principios Metodológicos
Trabajar de manera competencial en el aula supone un cambio metodológico
importante; el docente pasa a ser un gestor de conocimiento del alumnado y el alumno
o alumna adquiere un mayor grado de protagonismo.
Hay que tratar de conseguir un determinado grado de personalización en cada
alumno, detectando las ideas previas que pueden tener ya que pueden ser erróneas o
no, y también tenemos que tener en cuenta la diversidad que pueda existir en el aula
para saber que ritmo de aprendizaje tenemos que llevar a cabo. Para ello, al inicio del
aula se le realizará al alumno una evaluación previa sobre esta unidad, reacciones
químicas, planteándole preguntas de respuesta abierta.
Otro principio bastante importante a tener en cuenta, es la motivación del
alumnado que tenemos en clase, por ello sería necesario conocer sus intereses y
expectativas, favorecerlo en la medida de lo posible con nuestro temario y utilizarlo de
tal manera para que al exponerlo tengan curiosidad por el tema.
Al tratarse de la Química, algo que ellos ven como “abstracto” y “difícil”
podríamos usarlo de tal manera que diéramos ejemplos de muchas situaciones
cotidianas para que el alumno pueda comprender la explicación de los conceptos
fundamentales.
Lo que se pretende conseguir con todo ello es que el alumnado aprenda
construyendo significados a partir de los que tiene, modificándolos en aquellos casos
que lo requieran y que establezca relaciones con lo que de fuera le llega. Es decir lo que
Ausubel denominó aprendizaje significativo, en donde el discente integra de manera
refleja el nuevo conocimiento adquirido en los que posee de antemano.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
49
Es necesario entrenar sistemáticamente los procedimientos que conforman el
andamiaje de la asignatura. Si bien la finalidad del área es adquirir conocimientos
esenciales que se incluyen en el currículo básico y las estrategias del método científico,
el alumnado deberá desarrollar actitudes conducentes a la reflexión y análisis obre los
grandes avances científicos de la actualidad, sus ventajas y las implicaciones éticas que
en ocasiones se plantan. Para ello, necesitamos un cierto grado de entrenamiento
individual y trabajo reflexivo de procedimientos básicos de la asignatura como la
comprensión lectora, la expresión oral y escrita y la argumentación en público.
En algunos aspectos del área, sobre todo en aquellos que usan con frecuencia
procesos de método científico, el trabajo en grupo colaborativo aporta, además del
entrenamiento de habilidades sociales básicas y el enriquecimiento personal desde la
diversidad, una herramienta perfecta para discutir y profundizar en contenidos de
carácter transversal, como el expuesto sobre el método científico.
En el área de Física y Química es indispensable la vinculación a contextos reales,
así como generar posibilidades de aplicación de los contenidos adquiridos. Para ello, las
tareas competenciales facilitan este aspecto, lo que se podría complementar con
proyectos de aplicación de los contenidos.
7.2. Atención a la Diversidad
Según la clasificación que hace la LOE del alumnado con necesidad específica de
apoyo educativo, estableciendo cuatro niveles de agrupamiento:
Programas para el alumnado con dificultades específicas de aprendizaje y
condiciones personales o de historia escolar.
Programas para el alumnado de incorporación tardía.
Programas para el alumnado con Necesidades Educativas Especiales (NEE).
Programas para el alumnado con altas capacidades.
Dentro de cada uno de estos niveles se ubican las distintas medidas programas y
planes de atención a la diversidad contemplados dentro de nuestro sistema educativo.
Uno de los rasgos más visibles dentro de la etapa educativa que abarca la
Educación, es la falta de homogeneidad de los alumnos. Dentro de un misma aula nos
encontramos con alumnos que por diversos motivos, (sociales, económicos, familiares,
etc.), no presentan las mismas características o cuyos avances y motivaciones difieren
enormemente del resto de sus compañeros. Tratar al conjunto como un todo
homogéneo resulta del todo contraproducente para alcanzar los objetivos propuestos,
ya que no se tiene en cuenta la variedad y diversidad de individuos y sus distintos ritmos
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
50
de aprendizaje, ignorando a todo alumno que, tanto por exceso como por defecto,
presenta unas capacidades distintas al resto de la media.
En definitiva, uno de los mayores retos con los que se encuentra actualmente la
educación básica prácticamente en todos los países desarrollados es: “Cómo abordar
con calidad y equidad la diversidad creciente del alumnado que en un modelo de
enseñanza comprensiva acuda a las aulas cada día. Cómo abrir y ordenador nuestros
sistemas educativos ordinarios para dejar vivir en ellos a quienes hasta hace apenas dos
décadas quedaban excluidos, garantizando que todas las personas sin excepción puedan
disfrutar de su derecho a una educación de calidad” Escudero y Martínez (2004).
Para la atención a la diversidad en el centro diferenciamos dos tipos:
1. Alumnos que necesitan adaptaciones curriculares no significativas:
Tiempo y ritmo de aprendizaje
Metodología más personalizada
Reforzar las técnicas de aprendizaje
Mejorar los procedimientos, hábitos y actitudes
Aumentar la atención orientadora
2. Alumnos que necesiten adaptaciones curriculares significativas:
Actividades de refuerzo: Para aquellos alumnos con problemas de
aprendizaje, se priorizarán los contenidos de procedimientos y actitudes,
buscando la integración social, ante la imposibilidad de lograr un
progreso suficiente en contenidos conceptuales. Insistiremos en los
contenidos instrumentales o de material considerados como tales. Estas
adaptaciones serán significativas (supondrán eliminación de contenidos,
objetivos y los consiguientes criterios de evaluación referidos a
aprendizajes que pueden considerarse básicos). Cuando no bastan las
adaptaciones tenemos la diversificación curricular, por medio de la cual
un alumno/a podría dejar de cursar parte del tronco común de la etapa y
emplear este tiempo en otro tipo de actividades educativas, bien
ofertadas en espacios de optatividad, bien actividades diseñadas
especialmente para ellos/as. Estos alumno/as seguirían teniendo en todo
momento como referencia los objetivos generales de la etapa, pero
accedería a ellos a través de otro tipo de contenidos y actividades.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
51
Actividades y materiales de ampliación: Para los más avanzados, son
actividades que permiten al profesor completar las actividades del libro
planteando nuevas propuestas para profundizar sobre los contenidos
tratados. Son especialmente útiles para reforzar y ampliar algún aspecto
que el docente considere interesante y que exige un tratamiento más
exhaustivo. Igualmente son útiles para dar respuesta a las necesidades y
motivaciones de los alumnos que por exceso de capacidad requieren un
material y unas actividades más complejas de las propuestas para el resto
de los alumnos del aula.
En nuestro caso, podemos encontrar en el grupo un alumno con una adaptación
curricular no significativa, es decir cuyo desfase es poco importante con respecto al
grupo de edad del alumnado, por tanto modificaré algunos de los elementos
curriculares sin alterar los objetivos de la etapa ni los criterios de evaluación, entonces
la llevaré a cabo de forma individualizada.
Las medidas organizativas no significativas, a nivel de aula, serán las siguientes a
tener en cuenta:
En primer lugar, cambio en la ubicación del alumno, lo situaremos en la primera
fila, para tratar de favorecer el proceso de enseñanza-aprendizaje.
Cambios metodológicos, trataré de preguntarle varias veces si lo ha entendido
durante la exposición de la clase, y de esa forma captar su atención.
Proporcionaremos materiales y recursos adicionales que ayuden a comprender
los contenidos al final de la clase.
Intentar potenciar la aceptación del alumnado por parte de los demás
compañeros de clase, realizando trabajos en grupos.
Fomentar entre los compañeros de clase una actitud comprensiva que incluya,
por ejemplo, su esfuerzo por mantener conversaciones sencillas para que el
alumno se sienta integrado en clase.
Cabe destacar que en el aula encontramos a una alumna con un excelente
rendimiento académico aunque no está considerada como una alumna con altas
capacidades intelectuales. Si fuera necesario, le proporcionaré tareas de ampliación.
Y el resto de la clase tiene un rendimiento medio, por tanto responden de forma
adecuada y en clase nos podremos ajustar a la programación del aula establecida.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
52
Días Lectivos
Días No Lectivos
Enero
20
16
7.3. Temporalización
Esta Unidad Didáctica presenta un total de 12 sesiones, cursándose durante
cuatro semanas, de los días tal a tal. En la siguiente tabla se muestra los días que se
desarrollarán cada una de las sesiones previstas:
Lunes Martes Miércoles Jueves Viernes Sábado Domingo
1 2 3
4 5 6 7 8 9 10
11 12 13 14 15 16 17
18 19 20 21 22 23 24
25 26 27 28 29 30 31
1 2 3 4 5 6 7
Tabla 7.- Horario de Clases
3 horas semanales en el aula asignada desde inicios de curso (Martes, Miércoles y
Viernes de 9,15h-10,15h)
Temporalización: 10 sesiones/2º Trimestre/ 12 de Enero – 2 de Febrero de 2016.
7.4. Descripción y secuenciación de actividades
Las actividades que se proponen tienen como finalidad alcanzar los objetivos
propuestos en la Unidad Didáctica. Las actividades planteadas en nuestro tema,
Reacciones Químicas, se organizan de la siguiente forma:
Actividades iniciales o de diagnóstico: Con esta actividad se pretende orientar
al alumnado y crear un ambiente adecuado de clase para poder comenzar con el
proceso de enseñanza. Sirve como evaluación inicial o introductoria donde se
llevan a cabo diversas actividades, dónde las más destacadas son: cuestionarios,
debates, mapas conceptuales o “torbellino de ideas”.
1ª Sesión 2ª Sesión 3ª Sesión
4ª Sesión 5ª Sesión 6ª Sesión
7ª Sesión 8ª Sesión 9ª Sesión
10ª Sesión
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
53
Actividades motivadoras: Con estos tipos de actividades se pretende que los
alumnos despierten el interés y curiosidad sobre la unidad que se va a desarrollar
y de esa manera, asentar los contenidos ya aprendidos. Para este tipo de
actividades se pueden realizar grupos y buscar información sobre noticias de
actualidad.
Actividades de desarrollo: Se pretende que el alumno consiga adquirir los
objetivos, contenidos y competencias básicas planteadas en esta unidad,
ampliando de esta forma su marco conceptual. Algunas actividades pueden ser
juegos de simulación, algún trabajo experimental o la elaboración e
interpretación de documentos de interés.
Actividades de refuerzo y ampliación: Realización de exámenes de años
anteriores para afianzar contenidos o búsqueda de información de algún tema
concreto.
Actividades de debate, discusión, dinámica de grupos: Ideales para incentivar
la participación del alumnado y para que pueda expresar su opinión sobre
diferentes temas.
Actividades de evaluación final o sumativa: Sirven para consolidar todo lo
aprendido, para saber si se han logrado los objetivos propuestos. En este punto,
al docente le permite detectar las dificultades que se han dado en el desarrollo
de la unidad. Algunas de estas actividades pueden ser la realización completa del
mapa conceptual que se hizo durante el primer día, para consolidar de esta
forma todo lo aprendido o la creación de esquemas de los contenidos de mayor
relevancia.
En el siguiente cuadro se recogen las sesiones y actividades que llevaremos a
cabo en el aula a lo largo de esta Unidad. La mayoría de estas actividades se desarrollan
en el anexo I:
SESIÓN 1
Actividad 1: ¿Qué sabemos de la Unidad?
TIPO DE ACTIVIDAD Inicial o de Diagnóstico
¿CÓMO?
Primero, se presentará a los alumnos un guion completo sobre
los contenidos de la Unidad Didáctica, el tiempo que se va a
dedicar, la forma de evaluar y los criterios. Tras esta
presentación, se entregará un cuestionario con una serie de
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
54
preguntas al alumnado, a la vista de una serie de imágenes
que al finalizar, tendrá que entregar, sirve de orientación, no
contando en ningún momento para la nota final.
¿PARA QUÉ?
Detectar las ideas previas que el alumnado tiene.
Motivar al alumnado y generar interés por los
conocimientos que se van a desarrollar en la Unidad
Didáctica.
¿CUÁNTO? 15 minutos.
RECURSO Cuestionario elaborado por el profesor.
Actividad 2: De la antigüedad a la actualidad
TIPO DE ACTIVIDAD Motivadora
¿CÓMO?
En primer lugar, el profesor llevará a cabo una explicación
detallada sobre los contenidos previstos en cada sesión. Una
vez terminado los aspectos más relevantes, el profesor hará
grupos de cinco personas (5grupos en total) y se realizará una
actividad práctica: Buscar vida y obra de los científicos más
relevantes que formaron parte del descubrimiento de las
reacciones Químicas. Esta actividad se desarrollará en el aula
de Informática.
* Cada miembro del grupo entregará el trabajo en la quinta
sesión donde el profesor evaluará la veracidad de la
información obtenida.
¿PARA QUÉ?
Tener conocimientos sólidos de los científicos más
importantes
Indagar sobre cómo llegaron a su descubrimiento.
Motivar al alumnado y generar interés por los
contenidos de la Unidad Didáctica.
Utilizar las Tecnologías de la Información y la
Comunicación
Ser discriminatorios a la hora de elegir la bibliografía
¿CUÁNTO? 40 minutos.
RECURSO Libro de texto, material de laboratorio y uso de las T.I.C.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
55
SESIÓN 2
Actividad 3: La entretenida tarea de ajustar ecuaciones
TIPO DE ACTIVIDAD De desarrollo
¿CÓMO?
En la primera parte se corregirán los ejercicios
propuestos de la sesión anterior.
A continuación se explicarán los nuevos contenidos,
que se tratará el ajuste de ecuaciones tanto por el
método al azar como por el método matemático. Y
haremos ejercicios en común en la pizarra para
afianzar conocimientos.
¿PARA QUÉ? Para saber interpretar las reacciones con un correcto
ajuste.
¿CUÁNTO? 55 minutos.
RECURSO Libro de texto y pizarra.
Actividad 4: Para repasar (I)
TIPO DE ACTIVIDAD De refuerzo o ampliación.
¿CÓMO? Se les pedirá que para el próximo día traigan realizados de casa
una relación de ejercicios de ajustes químicos.
¿PARA QUÉ? Practicar y afianzar conocimientos aprendidos
¿CUÁNTO? Trabajo autónomo en casa.
RECURSO Relación de ejercicios propuestos por el profesor.
SESIÓN 3
Actividad 5: De gramos a moléculas
TIPO DE ACTIVIDAD De desarrollo
¿CÓMO?
El profesor explicará los nuevos contenidos relacionados con
los cálculos estequiométricos una vez que ya saben ajustar las
ecuaciones.
¿PARA QUÉ?
Entender como pasar de gramos a moles o a moléculas
y viceversa y la importancia que esto lleva en un
laboratorio.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
56
¿CUÁNTO? 55min.
RECURSO Libro de texto y pizarra.
Actividad 6: Para repasar (II)
TIPO DE ACTIVIDAD De refuerzo o ampliación.
¿CÓMO?
Se les pedirá que para el próximo día traigan realizados de casa
una relación de ejercicios de pasar a moles, moléculas y
gramos.
¿PARA QUÉ? Practicar y afianzar conocimientos aprendidos
¿CUÁNTO? Trabajo autónomo en casa.
RECURSO Relación de ejercicios propuestos por el profesor.
SESIÓN 4
Actividad 7: ¡Vamos al laboratorio!
TIPO DE ACTIVIDAD Motivadora
¿CÓMO? El profesor llevará a los alumnos al aula de laboratorio para
hacer cuatro experimentos.
¿PARA QUÉ?
Conocer la importancia de las reacciones.
Fijar los contenidos.
Visualizar como transcurre una reacción.
¿CUÁNTO? 55min.
RECURSO Material de laboratorio y libro de texto.
SESIÓN 5
Actividad 8: Leyes Volumétricas
TIPO DE ACTIVIDAD De desarrollo
¿CÓMO? El profesor explicará los nuevos contenidos relacionado con
las leyes volumétricas y la ley general de los gases.
¿PARA QUÉ? Medir el volumen de una disolución de manera
cuantitativa con la sustancia a determinar.
¿CUÁNTO? 55min.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
57
RECURSO Libro de texto.
SESIÓN 6
Actividad 9: ¡Manos a la obra!
TIPO DE ACTIVIDAD Motivadora
¿CÓMO?
En esta sesión se les dará a cada grupo (5 grupos de 5 personas
cada grupo) una ficha de manera aleatoria donde habrá una
reacción química cualquiera. Tendrán que: nombrar todos los
compuestos, distinguir cuáles son los reactivos y productos,
saber ajustar estequiométricamente y pasar a las cantidades
correspondientes que se les pida en el ejercicio.
Cada grupo hará las siguientes tareas y en la clase siguiente,
tendrán que explicar paso a paso como lo han hecho y como
han obtenido los resultados finales.
¿PARA QUÉ?
Cooperación entre alumnos
Profundizar en el tema
Saber contestar a las preguntas
¿CUÁNTO? 55min.
RECURSO Libro de texto.
SESIÓN 7 y 8
Actividad 10: Exposiciones por grupos
TIPO DE ACTIVIDAD Motivadora
¿CÓMO?
En esta sesión los alumnos empezarán a exponer su ecuación
correspondiente, explicándola paso a paso en la pizarra. Con
una duración por grupo de unos 22 minutos.
¿PARA QUÉ?
Cooperación entre alumnos
Profundizar en el tema
Saber contestar a las preguntas que se planteen
¿CUÁNTO? 110 min.
RECURSO Libro de texto.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
58
SESIÓN 9
Actividad 11: Último repaso
TIPO DE ACTIVIDAD De refuerzo o ampliación
¿CÓMO? En esta sesión se corregirán los ejercicios pendientes y se
resolverán las dudas que tengan.
¿PARA QUÉ?
Practicar los conceptos aprendidos durante toda la
Unidad Didáctica
Resolver dudas puntuales que puedan surgir
Corregir algún ejercicio que haya podido quedar suelto
sin resolver
Unificar conceptos
Afrontar la prueba final escrita
¿CUÁNTO? 55min.
RECURSO Libro de texto y relación de problemas elaborada por el
profesor.
SESIÓN 10
Actividad 12: Prueba escrita
TIPO DE ACTIVIDAD De evaluación final o sumativa
¿CÓMO? Se llevará a cabo la realización de la prueba escrita de manera
individual.
¿PARA QUÉ? Saber si han conseguido los objetivos propuestos al
inicio de la Unidad Didáctica
¿CUÁNTO? 55min.
RECURSO Prueba escrita elaborada por el profesor (anexo II).
Tabla 8.- Descripción de Actividades
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
59
7.5. Realización de las actividades realizadas con las competencias
básicas
En la siguiente tabla se resume la relación que hay entre las actividades
propuestas en esta Unidad Didáctica y las competencias básicas a desarrollar en cada
una:
Actividades C.B.
Actividad 1: ¿Qué sabemos de la Unidad? 1, 3, 5
Actividad 2: De la antigüedad a la actualidad 1, 2, 3, 4, 5, 7
Actividad 3: La entretenida tarea de ajustar ecuaciones 2, 3, 8
Actividad 4: Para repasar (I) 2, 3
Actividad 5: De gramos a moléculas 2, 3
Actividad 6: Para repasar (II) 2, 3
Actividad 7: ¡Vamos al laboratorio! 1, 3, 5, 7, 8
Actividad 8: Leyes volumétricas 2, 3
Actividad 9: ¡Manos a la obra! 1, 2, 3, 5, 8
Actividad 10: Exposiciones por grupos 2, 3, 4, 5, 7, 8
Actividad 11: Último repaso 1, 2, 3
Actividad 12: Prueba escrita 1, 2, 3, 7, 8
Tabla 9. – Relación de las actividades con las competencias básicas a trabajar
7.6. Recursos necesarios para el desarrollo de la Unidad
Para abordar todos los contenidos descritos anteriormente vamos a contar con
una serie de materiales y recursos de apoyo para el docente y que facilitarán el proceso
de enseñanza-aprendizaje.
Teniendo en cuenta la disponibilidad de los recursos en el centro donde se
desarrollará la programación, los recursos adecuados serán:
Libro de texto de Física y Química, 4º E.S.O., fotocopias, relación de problemas y
calculadora.
Medios audiovisuales e informáticos, así como diapositivas, cañón de proyección
y ordenadores con acceso a internet.
Trabajo Fin de Máster – Reacciones Químicas: Cálculos Estequiométricos Gloria Jiménez Buendía
60
Pizarra tradicional o pizarra digital.
Material básico de laboratorio para la realización de algunas prácticas
En cuanto al centro donde se desarrolla la programación, dispone de:
Aula ordinaria.
Aula de laboratorio (para la realización de alguna práctica en concreto).
Aula de informática.
8. Evaluación
La evaluación se entiende como el proceso que permite conocer en qué medida
se está desarrollando y consiguiendo lo que se pretendía antes de iniciar la planificación,
y lo que se ha conseguido al final de la misma, con vistas a controlar y regular los
procesos de enseñanza y aprendizaje. Es uno de los principales componentes ya que
proporciona un control de calidad de todas las acciones que se emprenden.
Tal y como establece el currículo en el R.D. 1631/2006, la evaluación será
diagnóstica, formativa y sumativa. Igualmente, desde una perspectiva práctica, la
evaluación será:
Individualizada: Centrándose en las particularidades de cada alumno.
Integradora: Teniendo en cuenta las características de cada grupo.
Cualitativa: Se evalúa de forma equilibrada los diversos niveles del
alumnado y los aspectos cognitivos.
Orientadora: Aporta información necesaria para mejorar el aprendizaje y
adquirir estrategias apropiadas.
Continua: Entendiéndose el aprendizaje como un proceso continuo y
contrastando los diferentes momentos y fases (inicial, continua y final).
o Evaluación Inicial: Partiendo de los conocimientos previos del
alumnado. Su objetivo es conocer el nivel de conocimientos del
grupo-clase con el fin de subsanar posibles deficiencias.
o Evaluación Continua: Evolución a lo largo del proceso de
enseñanza y aprendizaje y su objetivo es comprobar que se realiza
correctamente, y en caso de que no sea así, proponer las
oportunas medidas correctoras.
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61
o Evaluación Final: Resultados finales obtenidos tras las actividades
realizadas durante cada Unidad Didáctica, su objetivo es
comprobar la bondad del proceso.
La evaluación del proceso de enseñanza-aprendizaje debe perseguir una
finalidad claramente formativa, es decir, se referirá a todo el proceso, desde la fase de
detección de las necesidades hasta el momento de la evaluación final (evaluación inicial,
continua y final).
El profesorado llevará a cabo la evaluación, preferentemente a través de la
observación continuada de la evolución del proceso de aprendizaje de cada alumno/a y
de su maduración personal, sin perjuicio de las pruebas que, en su caso, realice el
alumnado.
Por todas estas razones, el proceso evaluador debe ser primordialmente un
proceso cualitativo y explicativo, ofreciendo datos e interpretaciones significativas que
permitan entender y valorar los procesos seguidos por todo el alumnado. Por tanto, esta
evaluación nos resulta de gran utilidad, permitiéndonos también ajustar de una forma
más eficaz la utilización de los recursos materiales y personales en las sucesivas
propuestas de trabajo.
8.1. Criterios de Evaluación
Los criterios de evaluación se utilizan para cuantificar la nota del alumno. Hay
que tener en cuenta que las variables que operan en esta decisión son múltiples en
relación con el aprendizaje que se está evaluando como la dificultad de la materia o los
recursos empleados, de manera que una fórmula aritmética podría resultar insuficiente
para establecer un diagnóstico y su consecuente evaluación formativa y reguladora.
Los criterios de evaluación que he definido para valorar el adecuado desarrollo
en esta Unidad son los siguientes:
1. Sabe diferenciar entre cambio físico y cambio químico.
2. Reconoce los reactivos y productos de cada reacción química.
3. Calcula masas atómicas de los compuestos.
4. Conoce e interpretar la ley de conservación de la masa. Lavoisier.
5. Ajusta correctamente reacciones químicas.
6. Interpreta correctamente las reacciones químicas.
7. Aplica las leyes de la estequiometría a estos procesos, incluyendo los cálculos de
molaridad.
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62
8. Conoce e interpretar la ley de los volúmenes o leyes volumétricas. Ley de Gay-
Lussac.
9. Conoce la ley general de los gases ideales.
10. Comprende que cada reacción tiene una velocidad de reacción diferente.
8.2. Instrumentos de Evaluación y criterios de calificación
Dentro de los procedimientos de evaluación también recurriré a las siguientes
técnicas y criterios de evaluación:
Lista de asistencia, actitud y partición.
Observación del trabajo en el aula: El profesorado tomará notas del trabajo que
cada alumno/a realiza en el aula, debiendo realizar las correcciones oportunas,
para que se superen las dificultades que los estudiantes puedan tener.
Revisión y corrección de actividades.
Cuaderno diario del alumno: A lo largo del curso se revisará en diferentes
momentos el cuaderno del alumno/a para comprobar que sigue con normalidad
las explicaciones del profesor y que realiza las actividades propuestas. Se
valorará la presentación, la limpieza, la ortografía, el uso de vocabulario
específico, la corrección de los ejercicios, etc.
Pruebas escritas: Se incluye teoría y problemas, para conocer el grado de
desarrollo de las competencias básicas y los objetivos.
La calificación final de la evaluación será la nota media resultante de la suma de
las notas obtenidas en cada Unidad. Esta nota irá de 1 a 10 puntos, siendo el 1 la nota
mínima, suspenso, y 10 la más destacada, sobresaliente.
La unidad se considerará superada si el alumno obtiene un mínimo de 5 puntos.
6 puntos se considerará “Bien”, 7-8 “notable” y 9-10 “sobresaliente” la nota máxima que
se puede llegar a conseguir.
Para evaluar de manera independiente cada una de las unidades que consta los
tres trimestres, se tendrá en cuenta el grado de alcance de los objetivos previstos en
cada unidad y la consecución de los criterios de evaluación fijados en cada tema. Una
vez entregados los resultados de la prueba escrita, éstas serán corregidas en la pizarra
para poder aclarar posibles dudas y unificar conceptos.
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63
En el siguiente cuadro se recoge de manera visual las pautas a seguir para los
criterios de evaluación:
% NOTA FINAL ASPECTOS A EVALUAR
70 Prueba Escrita
20 Realización de tareas y
ejercicios propuestos
Cuaderno diario de clase
Exposición por grupos
Trabajo de laboratorio
10 Actitud y comportamiento
Tabla 10. – Criterios de Evaluación
Sin embargo, para aprobar será imprescindible sacar un mínimo (4) en el
apartado de pruebas escritas y junto con los otros tres apartados deben sumar 5 puntos.
La nota final de cada evaluación se redondeará utilizando el método siguiente:
≥ 0,5 : la nota aumentará hasta la unidad superior
< 0,5 : la nota disminuirá hasta la unidad inferior
8.3. Mecanismos de recuperación y proacción
Todos aquellos alumnos que no hayan podido alcanzar los objetivos mínimos
propuestos para superar la unidad, o en definitiva, la materia, tendrán una nueva
oportunidad al final de cada trimestre, donde podrán demostrar de nuevo, mediante
una prueba escrita, que han logrado dichos objetivos descritos anteriormente.
Por otro lado, los alumnos que sí hayan superado la materia, también tendrán
otra oportunidad, en el caso de que lo pidan de carácter voluntario, de subir nota y sólo
se aplicará en el caso de que dicha nota sea superior a la que el alumno tenía en su
primera prueba; Si esta fuese inferior, se le respetará su nota obtenida inicialmente.
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64
BIBLIOGRAFÍA
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Legislación educativa consultada
El Real Decreto 1631/2006, de 29 de diciembre, por el que se establecen las
enseñanzas mínimas correspondientes a la Educación Secundaria Obligatoria.
Decreto 231/2007, de 31 de julio, por el que se establece la ordenación y las
enseñanzas correspondientes a la educación secundaria obligatoria en Andalucía
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ANEXOS
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Anexo I: Descripción de las Actividades
Actividad 1. ¿Qué sabemos de esta Unidad?
Alumno/a: Fecha:
CUESTIONARIO INICIAL
1. ¿Cuál de los siguientes procesos se trata de cambios físicos y cuáles son químicos?
Argumenta tu respuesta.
2. Calcula la masa molecular del ácido sulfúrico y cloruro de sodio. (Datos: masas
atómicas: H=1; S=32; O=16; Na=23;Cl;35,45)
3. ¿Conoces la ley de la conservación de la masa? ¿En qué consiste?
4. Ajusta la siguiente ecuación química:
CH4 + O2 CO2 + H2O
a) ¿Sabrías decir cuáles son los reactivos de esta reacción química?
b) ¿Y cuáles los productos?
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Reactivos Productos
Actividad 2: De la antigüedad a la actualidad
Esta actividad se desarrollará en un aula de informática. Se hará grupos de cinco
personas, con un total de 5 grupos. Se buscará la vida y obra de los científicos más
relevantes que formaron parte del descubrimiento de las reacciones Químicas.
Un miembro de cada grupo entregará el trabajo colectivo en la quinta sesión donde el
profesor evaluará la veracidad de la información obtenida y las fuentes donde se halló
dicha información.
Actividad 3: La entretenida tarea de ajustar reacciones químicas
1. El amoniaco y el oxígeno reacciona para dar nitrógeno y agua. Escribe la siguiente
ecuación química, ajústala y haz su representación molecular.
NH3 + O2 N2 + H2O
A la izquierda hay un átomo de N en el NH3 y a la derecha hay dos átomos de N en el N2.
Se necesita un coeficiente 2 delante del NH3.
2NH3 + O2 N2 +H2O
Ahora hay seis átomos H a la izquierda (en 2NH3) y sólo dos a la derecha (en H2O). Se
necesita el coeficiente 3 delate de H2O
2NH3 + O2 N2 +3 H2O
En este momento, hay dos átomos de O en la parte de los reactivos (O2) y tres átomos
de O a la parte de los productos (3H2). Se pueden tener tres átomos de O a la izquierda
poniendo el coeficiente 3/2 delante del O2.
2NH3 + 3/2O2 N2 +3H2O
Para escribir una ecuación con todos los coeficientes enteros, multiplicamos los
coeficientes por 2. A continuación se muestra la ecuación ajustada, en su representación
simbólica y molecular.
4NH3 + 3 O2 2N2 + 6H2O
+ +
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69
2. El trietilenglicol líquido, C6H14O4, se utiliza como disolvente y reactivo para obtener
los plásticos de polivinilo y el poliuretano. Escriba una ecuación ajustada para su
combustión completa.
Expresión de partida: C6H14O4 + O2 CO2 + H2O
Ajuste C: C6H14O4 + O2 6 CO2 + H2O
Ajuste de H: C6H14O4 + O2 6 CO2 + 7 H2O
En este momento, el lado derecho de la expresión tenemos 19 átomos de O. Para
tener 19 átomos de O a la izquierda, partimos de 4 en una molécula de C6H14O4 y
necesitamos 15 más. Esto requiere un coeficiente fraccionario 15/2 para el O2.
Ajuste de O: C6H14O4 + 15
2 O2 6 CO2 + 7 H2O (ajustada)
Para eliminar los coeficiente fraccionarios se multiplican todos los coeficientes por
2, que es el denominador del coeficiente fraccionario 15/2.
2 C6H14O4 + 15 O2 12 CO2 +14 H2O
Comprobación:
Reactivos: (2x6) = 12 C; (2x14)=28H; [(2x4) + (15x2]=38 O
Productos: (12x1) = 12 C; (14x2) = 28H; [(12 x 2) + (14x1)]= 38 O
3. Ajusta las siguientes reacciones químicas:
a) Mg(s) + N2(g) Mg3N2(s)
3 Mg(s) + N2(g) Mg3N2(s)
b) Al (s) + O2 (g) Al2O3(s)
4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s)
c) NH4NO3 (s) N2O(g) + H2O(g)
NH4NO3 (s) N2O(g) + 2H2O(g)
d) BiCl3(s) +H2S(g) Bi2S3(s) + HCl(g)
2 BiCl3(s) +3 H2S(g) Bi2S3(s) + 6 HCl(g)
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Actividad 4: Para repasar (I)
1. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a. Cuando calentamos hielo para convertirlo en agua, la materia pasa de estado
sólido a líquido, se trata de un proceso físico.
Verdadero. Cuando se calienta agua cambia su aspecto pero no su composición,
sigue siendo agua ya sea en estado sólido o en estado líquido.
b. Si mezclamos azúcar con agua se diluye, la mezcla adquiere propiedades de las
dos sustancias, se trata de un proceso químico.
Falso. Las sustancias mantienen su naturaleza y sus propiedades esenciales, es
decir, siguen siendo las mismas sustancias.
c. Cuando a un trozo de madera le ejercemos una presión y se rompe se trata de
un proceso químico.
Falso. Se trata de un proceso físico. Sigue siendo madera. Ha cambiado el aspecto
pero no la composición. La composición sigue siendo la misma.
d. Si calentamos vidrio para permitir que sea maleable, se trata de un proceso
químico.
Falso. Es un cambio físico ya que solo hay un aumento en temperatura, y sigue
siendo vidrio: no se altera su composición química
2. Calcula las masas atómicas de los siguientes compuestos: Datos: masas atómicas: H=1;
N=14; O=16; S=32; Ca= 40; Cl=35,45;K=39,1; Cr= 52; P=31;
a. H2SO4
(2 · 1u) + (1 ·32u) + (4 · 16u) = 2 + 32 + 64 = 98u
b. Ca(SO4)2
(1 · 40u) + (2 · 32u) + (8 · 16u) = 40 + 64 + 128 = 232u
c. K2CrO4
(2 · 39,1u) + (1 · 35,45u) + (4 · 16u) = 78,2 + 35,45 + 64 =177,65u
d. PCl3
(1 · 31u) + (3 · 35,45u) = 31 + 106,35 = 137,35u
e. HNO3
(1 · 1) + (1 · 14) + (3 · 16) = 1 + 14 + 48 = 63U
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Actividad 5: De gramos a moléculas
1. El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para fabricar latón (con cobre) y para
recubrir hierro con la finalidad de prevenir la corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay
en 0,356 moles de Zn? Datos: masas atómicas: Zn=65,4;
0,356 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑍𝑛 · 65,4 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛= 23,28 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑍𝑛
Por tanto, hay 23,28 gramos de Zn en 0,356 moles de zinc.
2. ¿Cuántos átomos de fósforo hay en 2,5 moles de moléculas de fósforo P4? ¿Y en 100 g de fósforo P4?
2,5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑃4 ·6,023 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
1 𝑚𝑜𝑙 𝑃4·
4 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎= 6,02 · 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑃
100 𝑔 𝑑𝑒 𝑃4 ·1 𝑚𝑜𝑙
124 𝑔 𝑃4·
6,023 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐
1 𝑚𝑜𝑙·
4 á𝑡 𝑃
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐= 2,0 · 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑃
3. ¿Cuántos átomos de hierro hay en 10,8 mg de monóxido de hierro?
Primero pasamos las unidades al Sistema Internacional, en este caso, a gramos: 10,8 mg = 0,0108 g de FeO
0,0108 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒𝑂 ·1 𝑚𝑜𝑙
71,85 𝑔 𝐹𝑒𝑂·
6,023 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐
1 𝑚𝑜𝑙·
1 á𝑡 𝐹𝑒
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐= 9,05 · 1019á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐹𝑒
4. ¿Cuántos moles, moléculas, átomos de carbono y átomos de oxígeno hay en 10 g de
dióxido de carbono?
10 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 ·1 𝑚𝑜𝑙
44 𝑔 𝐶𝑂2= 0,23 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
0,23 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 ·6,023 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
1 𝑚𝑜𝑙= 1,37 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
1,37 · 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 ·1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎= 1,37 · 1023á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
1,37 · 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 ·2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎= 2,74 · 1023á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂2
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5. ¿Cuántos gramos de amoniaco gaseoso hay en 1 litro de amoniaco medidos en
condiciones normales de presión y temperatura?
En este caso tenemos que relacionar el Volumen con la masa, para ello tenemos que
hacer antes la M (NH3)=14+ (3 ∙ 1) = 17gramos.
Hay que tener en cuenta, que en condiciones normales, el valor es 22,4 Litros.
Sabiendo esto, las cuentas serían:
1 𝐿 𝑁𝐻3 · 1 𝑚𝑜𝑙
22,4 𝐿 ·
17 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
1 𝑚𝑜𝑙 = 0,76 𝑔 𝑁𝐻3
6. Ordenar de mayor a menor las siguientes cantidades de oro: 100g, 1,5 mol y 1022
átomos
En esta situación, tenemos que pasar las 3 opciones a la misma unidad, en este caso
elegimos átomos, solo tenemos que cambiar de unidades en las dos primeras
opciones:
100 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑢 ·1 𝑚𝑜𝑙
196,9 𝑔 𝐴𝑢·
6,023 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐
1 𝑚𝑜𝑙·
1 á𝑡𝑜𝑚𝑜
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐= 3,06 · 1023 á𝑡. 𝐴𝑢
1,5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑢 ·6,023 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
1 𝑚𝑜𝑙·
1 á𝑡𝑜𝑚𝑜
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎= 9,03 · 1023 á𝑡. 𝐴𝑢
Solución: 1,5 mol > 100 g > 1022 átomos
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Actividad 6: Para repasar (II)
1. De los siguientes fenómenos, indica los que corresponden a un cambio físico y los que
son cambios químicos. Justifica en cada caso la elección:
a. Una persona sube por una escalera mecánica.
Es un cambio físico. Sólo se ha producido un cambio de posición.
b. Hace frío y el agua del patio se congela.
Es un cambio físico. No cambia la naturaleza de la sustancia, sigue siendo agua.
c. Ponemos una pastilla efervescente en agua.
Es un cambio químico. En este caso se obtienen nuevas sustancias y el gas que se
desprende es CO2.
d. Encender una cerilla.
Es un cambio químico. Al encender una cerilla se da una reacción de combustión
y se obtienen nuevos productos.
2. Ordena de mayor a menor el número de moléculas que contienen:
a) 20 g de agua
b) 1025 moléculas de O2
c) 1,3 moles de Al2O
20 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 ·1 𝑚𝑜𝑙
18 𝑔 𝐻2𝑂·
6,023 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐
1 𝑚𝑜𝑙= 6,69 · 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎
1025 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑂2
1,3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑙2𝑂 · 6,023 · 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
1 𝑚𝑜𝑙 = 7,83 . 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑙2𝑂
Ahora que tenemos las tres opciones en las mismas unidades, moléculas, ordenamos de
mayor a menor:
1025 moléculas > 1,3 moles Al2O > 20 g de agua
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Actividad 7: ¡Vamos al laboratorio!
Se presentan, a continuación, 4 experimentos a desarrollar dentro de esta actividad:
1. Inflar un globo sin soplar
Con materiales sencillos podemos conseguir que un globo se hinche sin tener que soplar.
Vertemos 100 mL de vinagre en una botella; a continuación, echa en el globo dos
cucharas de bicarbonato y sujétalo al cuello de la botella sin que se llegue a derramar el
bicarbonato insertado previamente. Levanta el globo y deja caer el bicarbonato en el
vinagre. Observa como el globo se va hinchando.
a. ¿Qué ha podido provocar que el globo se hinchara?
b. La reacción que se produce, ¿reversible o irreversible?
c. Si repitiéramos el proceso sin ajustar el globo al cuello de la botella, ¿se
cumpliría el principio de Lavoisier? ¿Por qué?
En primer lugar, usando el embudo, coloca poco a poco el bicarbonato dentro del globo y déjalo sobre la mesa sin que se salga del globo. A continuación, echa el vinagre dentro de la botella dejándola abierta. Puedes volver a usar el embudo si es necesario. Ahora, coloca el globo en la boquilla de la botella procurando que el bicarbonato que se encuentra dentro del globo no caiga en el frasco. Una vez introducido, coloca el globo en posición vertical de manera que el bicarbonato caiga al interior de la botella y observa qué sucede.
a. Al ponerse en contacto el vinagre y el bicarbonato se produce una reacción química. Las burbujas que se producen están formadas por un gas, el dióxido de carbono, que sube por la botella hasta llenar el globo. Al aumentar la presión en el interior del recipiente se infla el globo en cuestión de segundos. A este fenómeno se le llama efervescencia, es decir, la liberación de un gas a través de un líquido. En este caso, las sustancias que han provocado la efervescencia son el bicarbonato de sodio y el ácido cítrico del vinagre.
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b. Después de un tiempo, el globo ya no se hincha más porque ha alcanzado el equilibrio químico. Parte del bicarbonato de sodio se convierte en dióxido de carbono y al mismo tiempo, parte de ese dióxido de carbono, debido a la presión que produce el globo, se convierte de nuevo en bicarbonato, es decir, se produce una reacción reversible. La concentración en el equilibrio de los reactivos y productos no varía, por eso el globo permanece igual de inflado a lo largo del tiempo.
c. Si la reacción se realiza en un sistema abierto no se produce un sistema en equilibrio químico porque el dióxido de carbono se pierde y, por tanto, no se puede recuperar para invertir la reacción. La reacción sería en este caso irreversible. En este caso no se cumpliría el principio de Lavoisier.
2. Preparado de una disolución
¿Cuántos gramos de ácido nítrico son necesarios para preparar 1,5 litros de disolución
acuosa de dicho ácido 0,6 M?
La disolución debe tener 0,6 moles de HNO3 por cada litro de disolución pero debemos
tener en cuenta que queremos preparar 1,5 litros de disolución.
1,5 𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 · 0,6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑁𝑂3
1 𝐿 𝑑𝑛 ·
63 𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝑁𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝑁𝑂3= 56,7𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝑁𝑂3
Una vez que tenemos los gramos calculados, 56,7 g, lo pesaremos en una balanza y lo
verteremos en un matraz aforado, añadiremos un poco de agua destilada y agitaremos,
para que se diluya. Después seguiremos vertiendo agua destilada con un frasco lavador,
hasta la línea de enrase del matraz aforado de 1,5 litros.
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76
Agua fría Agua Caliente
3. Demostración del aumento de la velocidad de reacción con la temperatura
Tomamos dos vasos de vidrio y lo vamos a llenar con el mismo volumen de agua, pero
uno de ellos con agua fría y otro con agua caliente. Añadiremos una cuchara de
bicarbonato, igual cantidad en cada vaso. A continuación, observamos lo que sucede.
a. ¿Qué reacción se da?
La reacción que se da es de tipo ácido-base:
H2O + NaHCO3 NaOH + H2O + CO2
b. ¿Qué significado tienen las burbujas que observas?
Las burbujas que se observan son del desprendimiento de CO2
c. ¿Por qué observas más burbujas en un vaso de precipitado que en otro?
Porque en el vaso de precipitado que está caliente, un aumento de temperatura
provoca un incremento de la energía cinética media de las partículas, que se
moverán con mayor velocidad, lo que origina que los choques sean más intensos
y más frecuentes.
d. ¿Qué reacción ha sido más rápido?
El vaso de precipitado que contiene el agua caliente.
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4. Demostración del aumento de la velocidad de reacción con la concentración
Tomamos dos vasos de vidrio y lo llenamos con el mismo volumen de vinagre a temperatura ambiente. Añadimos en un vaso de precipitado una cuchara de bicarbonato y en el otro vaso añadimos el doble de bicarbonato. Observa lo que sucede.
a. ¿Qué reacción se da?
Se trata de una reacción ácido-base:
CH3COOH +NaHCO3 CH3COONa + H2O + CO2
b. ¿Qué significado tienen las burbujas que observas?
El dióxido de carbono, CO2, es el gas responsable de que se formen las burbujas.
c. ¿Por qué observamos más burbujas en un vaso que en otro?
Gran parte de las reacciones tienen lugar en disoluciones acuosas. Un aumento
de la concentración de los reactivos, en este caso de bicarbonato, CH3COOH,
supondrá un crecimiento del número de choques y, en consecuencia, un
aumento de la velocidad de reacción.
d. ¿Qué reacción ha sido más rápida? ¿Cuál es su significado?
La reacción que tiene mayor concentración de bicarbonato, ya que cuanto maor
es la concentración de moléculas, mayor es el número de colisiones por unidad
de tiempo, y por tanto, la reacción es más rápida.
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Actividad 8: Leyes Volumétricas
1. En la combustión del carbón para formar dióxido de carbono, ¿qué volumen de
oxígeno, medio a 27ºC y 3 atm, será necesario para quemar 240 gramos de carbón?
Formula y ajusta la reacción.
La reacción ya se encuentra ajustada:
C + O2 CO2
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
3 𝑎𝑡𝑚 · 𝑉 = 0,082 𝑎𝑡𝑚 · 𝐿/ 𝐾 𝑚𝑜𝑙 · (27 + 273𝑘)
V= 0,082
𝑎𝑡𝑚·𝐿
𝐾 · 𝑚𝑜𝑙 · 300 𝐾
3 𝑎𝑡𝑚 = 8,2 L
240 𝑔 𝑑𝑒 𝐶 ·1 𝑚𝑜𝑙 𝐶
12 𝑔 𝐶·
1 𝑣𝑜𝑙 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶·
1 𝑣𝑜𝑙 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜
1 𝑣𝑜𝑙 𝐶·
8,2 𝐿
1 𝑣𝑜𝑙 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜= 164𝐿 𝑑𝑒 𝑂2
2. Un litro de dióxido de carbono gaseoso a 27 ºC a presión atmosférica, se lleva hasta
una presión de 10 mm de Hg. ¿Cuál será ahora el volumen que ocupe el gas si la
temperatura no ha variado?
Pasamos todo a unidades del Sistema Internacional:
T1= T2 =27 ºC = (27 + 273K) = 300K
Presión atmosférica = P1 =760 mmHg; P2 = 10 mmHg
𝑃1 · 𝑉1
𝑇1=
𝑃2 · 𝑉2
𝑇2
Sustituyendo en la fórmula, tenemos que:
760 𝑚𝑚𝐻𝑔 · 1𝐿
300=
10 𝑚𝑚𝐻𝑔 · 𝑉2
300
Despejando las unidades, queda:
𝑉2 =2,53 · 300
10= 76𝐿
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3. Un globo tiene un volumen de 4 L de aire a 27 ºC. Se le escapa a un niño y sube a dos
kilómetros de altura, donde la temperatura es de -5 ºC ¿Cuál será ahora el volumen
del globo suponiendo la misma presión?
Pasamos las unidades al Sistema Internacional:
T1= 27ºC = (27 + 273) = 300 K; T2 = - 5ºC = (-5 + 273) = 268 K
P1= P2 Se toma la misma referencia o la despreciamos.
𝑃1 · 𝑉1
𝑇1=
𝑃2 · 𝑉2
𝑇2
Sustituyendo en la ecuación queda que:
4𝐿
300 𝐾=
𝑉2
268 𝐾
𝑉2 = 4 · 268
300= 3,57𝐿
4. Tres litros de oxígeno gaseoso a 15 ºC y a presión atmosférica (1 atm), se lleva a una
presión de 140 mm de Hg ¿Cuál será ahora el volumen que ocupe el gas si la
temperatura no ha variado? Indica la ley que aplicas.
T1 = T2 = 15ºC (15 +273K) = 288 K
P1= 1 atm = 760 mmHg
𝑃1 · 𝑉1
𝑇1=
𝑃2 · 𝑉2
𝑇2
760 𝑚𝑚𝐻𝑔 · 3𝐿
288 𝐾=
140 𝑚𝑚𝐻𝑔 · 𝑉2
288 𝐾
𝑉2 = 2280
140= 16,29 𝐿
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Actividad 9: ¡Manos a la obra!
Se harán cinco grupos de cinco personas cada grupo para completar el aforo de la clase.
Cada grupo hará las siguientes tareas y en la clase siguiente, tendrán que explicar paso
a paso como lo han hecho y como han obtenido los resultados finales.
Habrá cinco folios y en cada folio habrá una serie de preguntas. Se repartirá un folio a
cada grupo, de forma aleatoria, y en cada una de ellas tendrán que: formular las
reacciones, indicar cuales son los reactivos y cuales los productos, escribir la ecuación
química, ajustar la ecuación química y calcular las cantidades según se indique en cada
apartado. A modo de ejemplo tenemos este ejercicio:
1. El ácido clorhídrico ataca al carbonato cálcico para dar dicloruro de calcio,
dióxido de carbono y agua. Una vez ajustada la reacción, calcula:
a. La masa en gramos, de carbonato cálcico que serían necesarios para
obtener 100g de dióxido de carbono.
b. La masa en gramos, de ácido clorhídrico que serían necesarios para
obtener 25g de dióxido de carbono.
c. El volumen que ocupará el CO2 obtenido medido a 50ºC y 5 atmósferas
de presión.
2 𝐻𝐶𝑙 + 𝐶𝑎𝐶𝑂3 → 𝐶𝑎𝐶𝑙2 + 𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂
La masa molar de CO2 es 44 g/mol; La masa molar de CaCO3 = 100 g/mol; La masa molar
de HCl= 36,5 g/mol.
a. Partiendo de los 100 g iniciales de CO2, tenemos que la masa en gramos de CaCO3
será:
100 𝑔 𝐶𝑂2 · 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2
44 𝑔 𝐶𝑂2·
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2·
100 𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝐶𝑂3= 227,27 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇;
b. Partiendo de los 25 g iniciales de CO2, tenemos que la masa en gramos de HCl
será:
25 𝑔 𝐶𝑂2 · 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2
44 𝑔 𝐶𝑂2·
2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐶𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2·
36, 5 𝑔 𝐻𝐶𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝐶𝑂3= 41,48 𝑔 𝐻𝐶𝑙
c.
𝑛 = 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑛𝐶𝑂2=
100 𝑔
44 𝑔/𝑚𝑜𝑙= 2, 27 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 𝑛𝐶𝑎𝐶𝑂3
(Ya que la relación molar es 1:1)
𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇
𝑃 =
2, 27 · 0, 082 · (273 + 50)
5= 12, 05 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
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Actividad 10: Exposiciones por grupos.
En esta actividad los alumnos desarrollaran al resto de la clase, con ayuda de los recursos
materiales del aula, la reacción química que les ha correspondido a cada grupo y tendrán
que explicar paso a paso como lo han hecho y como han obtenido los resultados finales.
Actividad 11: Último repaso
1. El oxígeno se combina con el hierro para dar óxido de hierro (III):
a. Escribe la ecuación química ajustada que corresponde al proceso descrito.
4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
b. Calcula la masa de oxígeno que reaccionará con 120 g de hierro.
120 𝑔 𝐹𝑒 ·1 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒
55,8 𝑔 𝐹𝑒·
3 𝑚𝑜𝑙 𝑂𝑥𝑖𝑔𝑒𝑛𝑜
4 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒 ·
32 𝑔
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜= 51,61 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜
2. El propano, C3H8, reacciona con el oxígeno atmosférico y forma dióxido de carbono
y agua. Escribe y ajusta la ecuación que corresponde al proceso y calcula los moles y
gramos de oxígeno necesarios para quemar una bombona de 500 g de propano.
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
500 𝑔 𝑃𝑟𝑜𝑝𝑎𝑛𝑜 ·1 𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑟𝑜𝑝𝑎𝑛𝑜
44 𝑔 𝑃𝑟𝑜𝑝𝑎𝑛𝑜·
5 𝑚𝑜𝑙 𝑂𝑥𝑖𝑔𝑒𝑛𝑜
1 𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑟𝑜𝑝𝑎𝑛𝑜 = 56,82 𝑚𝑜𝑙 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜
56,82 𝑚𝑜𝑙 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜 ·32 𝑔 𝑑𝑒 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜= 1818,18 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜
3. El HCl reacciona con el Mg(OH)2 para dar MgCl2 + H2O. ¿Cuántos gramos de hidróxido
serán necesarios para neutralizar 146g de ácido?
2HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + 2H2O
Observando la reacción, una vez ajustada, nos indica que un mol de hidróxido neutraliza
a dos moles de ácido clorhídrico y usando los factores de conversión, tenemos que:
146g HCl · 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙
36,5𝑔 ·
1 𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐶𝑙·
58,3 𝑔
1 𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 = 116,6 gramos Mg(OH)2
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Anexo II: Prueba Escrita
Actividad 12: Prueba Escrita
Alumno/a: Fecha:
PRUEBA ESCRITA DE LA UNIDAD 4
Calificación:
1. Explica la diferencia entre un proceso físico y un proceso químico, ilustrando la
explicación con un ejemplo de cada uno de ellos.
En un proceso físico solo se producen alteraciones en el aspecto de las sustancias
pero no en su naturaleza, es decir, las sustancias siguen siendo las mismas, por
ejemplo, los cambios de estado del agua, se trata de un proceso físico.
En un proceso químico las sustancias se transforman en otras con propiedades
diferentes, por ejemplo, el cambio de color de la manzana que sufre cuando se
empieza a oxidar.
2. Queremos preparar 0,5 litros de disolución 3M de hidróxido sódico. ¿Qué
operaciones hemos de realizar en el laboratorio?
Primero hay que calcular los gramos de hidróxido sódico necesarios y pesarlo en una
balanza.
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 = moles de soluto
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)
La cantidad de sustancia de soluto necesaria es: ns= M · VL = 3 mol/L · 0,5 L = 1,5 mol
Con este dato podemos obtener la masa de soluto que equivale a 1,5 moles.
1,5 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 · 40 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻= 60 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
Una vez conocida la masa de soluto, pesaremos en la balanza 60g de NaOH, lo
pondremos en un vaso, añadiremos un poco de agua destilada y agitaremos hasta
disolverlos. Después, verteremos esta disolución en un matraz aforado de medio
litro y añadiremos agua hasta la línea de enrase.
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3. El propano (C3H8) reacciona con el oxígeno atmosférico y forma dióxido de carbono
y agua. Escribe y ajusta la ecuación que corresponde al proceso, indicando la
proporción en moles y gramos entre las sustancias que intervienen, y calcula los
moles y gramos de oxigeno necesarios para quemar una bombona de 500gramos
de propano.
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
C3H8 5 O2 3CO2 4H2O
1 mol 5 moles 3 moles 4 moles
44g 5 · 32 = 160g 3 · 44 = 132 g 4 · 18= 72g
4. Ordena de mayor a menor las siguientes cantidades de plata: 20 g, 5·1022 átomos
y 0,5 mol.
Lo primero que hay que hacer es pasar todo a la misma unidad, en este caso lo
pasamos a átomos y hacemos la conversión de las dos primeras unidades.
20 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝐴𝑔 ·1 𝑚𝑜𝑙
107,8 𝑔 𝐴𝑔·
6,023 · 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐
1 𝑚𝑜𝑙·
1 á𝑡𝑜𝑚𝑜
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐= 1,12 · 1023 á𝑡. 𝐴𝑔
0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔 ·6,023 · 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
1 𝑚𝑜𝑙 ·
1 á𝑡𝑜𝑚𝑜
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠= 3,01 · 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐴𝑔
Solución: 0,5 mol > 20g > 5 · 1022 átomos
5. En la siguiente reacción, todas las sustancias son gases: N2 + H2 NH3
a. Ajusta la ecuación química
N2 + 3H2 2NH3
b. ¿Qué volumen de H2, en condiciones normales, reaccionará con 10 litros
de nitrógeno en las mismas condiciones?
La reacción nos indica que un volumen de nitrógeno reacciona con 3 volúmenes
de hidrógeno medidos en las mismas condiciones.
𝑉𝐻2= 3 · 10 litros = 30 litros
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c. ¿Qué volumen de amoniaco se formará medido a 50ºC y 5 atmósferas de
presión?
Un volumen de nitrógeno forma dos volúmenes de amoniaco:
𝑉𝑁𝐻3= 2 · 10 litros = 20 litros en condiciones normales.
Para calcular el volumen en otras condiciones, aplicamos la ecuación general de
los gases:
𝑃1 · 𝑉1
𝑉1=
𝑃2 · 𝑉2
𝑉2
1 𝑎𝑡𝑚 · 20 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
273 𝐾 =
5 𝑎𝑡𝑚 · 𝑉2
(273 + 50) 𝐾;
6. Si tenemos una reacción química y aumentamos la temperatura, ¿provocaríamos
un aumento o una disminución de velocidad en la reacción? Razona tu respuesta.
Un aumento de temperatura provocará un incremento de la energía cinética de las
partículas, que se moverían con una mayor velocidad, lo que originaría que los
choques fuesen más intensos y más frecuentes. En definitiva, la velocidad de
reacción aumenta con la temperatura.
𝑉2 = 4,73 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
𝑉2 = 4,73 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
𝑉2 = 4,73 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
𝑉2 = 4,73 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
