El caso: fabricar agua en el laboratorio
Ruta completa
1. Ecuación
H2 + O2 → H2O (sin balancear).2. Balancear
2 H2 + O2 → 2 H2O. Proporción H2:H2O = 1:1.3. Moles conocidos
4 g / 2 g/mol = 2 moles de H2.4. Proporción
2 moles de H2 → 2 moles de H2O.5. A gramos
2 moles x 18 g/mol = 36 g de agua. Y la masa cuadra con Lavoisier.
Paso 1 de 5
En el caso anterior, ¿cuántos moles de H2O se producen con 4 g de H2 (masa molar 2 g/mol)?
Conceptos que se cruzan
Ordena el flujo de trabajo de una planeación estequiométrica
Coloca los elementos en orden y pulsa Comprobar.
Defiende por qué el reactivo limitante manda
Explica con la analogía del sándwich por qué nunca puedes producir más que lo que permite el reactivo que se agota, relacionándolo con la conservación de la masa.
Tesis
Evidencia
Razonamiento
Conclusión
Contraargumento
Tu respuesta al contraargumento
Tu mini-proyecto de unidad
Cierre de Unidad 3
Aquí se mira lo que ya fuiste acertando. Pulsa «Comprobar» para saber si puedes seguir.
Mapa de la Unidad 3: reacciones y conservación de la masa
- La química como contabilidad
Una reaccion se reconoce por sus señales (gas, color, temperatura, precipitado) y se clasifica por su forma. Pero lo que no cambia es la masa: por eso se balancea. Y el mol te deja pasar de la ecuación a la cantidad real que mezclas.
- Del mapa a la síntesis
El integrador (fabricar agua) cruza todo: escribes la ecuación, la balanceas, calculas cuanto reactivo necesitas con moles y estimas el rendimiento. La teoría de la conservación se vuelve número en tu probeta. Si balanceas mal, que magnitud real del experimento sale equivocada?
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