Química 10

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QUÍMICA 10

UNIDAD 2: Balanceo de Ecuaciones y Estequiometría

Desempeños cognitivos:     Establece diferencias entre los compuestos inorgánicos en términos de sus propiedades  físicas  y nomenclatura. Identifica los cambios químicos y las clases de reacciones químicas. Deduce las fórmulas químicas a partir de la composición porcentual,  pues establece la diferencia entre la relación mínima  y el número exacto de átomos de los elementos que constituyen un compuesto.               Establece relaciones cuantitativas entre los reactantes y  productos de una reacción en términos  de cantidades de sustancias iniciales y finales, porcentaje de rendimiento, reactivo límite y reactivo en exceso. Identifica las reacciones químicas que ocurren en el cuerpo humano.

Contenidos

•          Reseña Histórica

•          Características de Ecuaciones Químicas

•          Tipos de Reacciones

•          Métodos para Balancear Ecuaciones

•          ¿Qué Información Puede Obtenerse de las Ecuaciones Balanceadas?

•          ¿Cómo se Resuelven los Problemas Estequiométricos?

•          Reactante Limitante

•          Rendimiento de las Reacciones

•          Pureza de los Reactantes

2.1 RESEÑA HISTÓRICA

En la antigüedad la combustión fue el proceso que inicio los cambios químicos. El fuego es uno de los fenómenos más importantes de la naturaleza y por eso los hombres primitivos y más adelante los filósofos griegos le dieron un papel destacado en su cosmología. Los alquimistas más tarde se interesaron por la transformación que este producía en la materia. En la segunda mitad del siglo XVII se comprobó que el aire era indispensable para la combustión.

George Ernst Stahl (1660-1734), médico y alquimista, dio el nombre de flogisto la palabra derivada del griego y equivalente a llama. Esta teoría concebía la combustión como una descomposición con pérdida de una sustancia que abandonaba el cuerpo. La deducción más inmediata al observar el fenómeno era que los cuerpos en combustión se escapaban llamas. Se considera a la teoría de flogisto o principio inflamable, descendiente directo del azufre de los alquimistas, era una de esas sustancias imponderables, misteriosas como el calórico, los fluidos eléctricos, el éter, entre otros. Cuanto más flogisto contenía un cuerpo, mejor combustible era así, el carbón vegetal era muy rico en flogisto; pero en la combustión este se escapaba por eso, el cuerpo cambiaba de cualidades y no podría arder otra vez.

En la edad Medieval al calentar un metal se convertía en una sustancia polvorienta = cal (el óxido).

En la teoría del flogisto, las plantas eran capaces de tomarlo del aire y los animales podían obtenerlo de las plantas, lo cual le daba a los animales y vegetales la característica de poder reaccionar con las cales devolviéndoles el flogisto y convirtiéndolas de nuevo en metales. Esta teoría perdió credibilidad al no explicar el porque la cal es más pesado que el correspondiente metal que la había originado; de lo cual Boyle en su teoría argumentó la incorporación de partículas de fuego al calcinarlos.

Lavoisier determinó que el aire era quien producía el aumento de la masa del metal al ponerse en contacto en el proceso de combustión. Más adelante con el aporte de Henry Cavendish determinó la formación de agua a través de los gases hidrógeno y oxígenos e hizo el proceso inverso obteniendo hidrógeno (aire inflamable al pasar vapor de agua sobre el hierro calentado al rojo) y dio la explicación de cómo el metal se unía al oxígeno formando el óxido correspondiente y que si se combinaba con el ácido en solución daría una sal metálica.

Se considera a Lavoisier como el padre de la revolución química ya que desmitificó la teoría del flogisto y con sencillos experimentos dio uso de la balanza en el estudio de las reacciones químicas como un punto clave.

Los cambios químicos son las transformaciones de unas sustancias en otras. Un pedazo de hierro brillante (un clavo nuevo, por ejemplo), al dejarse expuesto al aire húmedo, se recubre en poco tiempo de una sustancia café llamada óxido de hierro. Se dice, entonces, que el clavo se oxidó. Este mismo proceso ocurre en las puertas y ventanas y demás 
objetos de hierro.

TALLER N° 1  PARA EL EQUIPO DE TRABAJO:

1. ¿Cuáles son los antecedentes para llegar hasta las reacciones químicas?
2.  Explicar la teoría del flogisto.
3. ¿Cuál era la teoría de los alquimistas?
4. ¿Cuáles fueron los aportes de los científicos sobre el tema?
5. ¿Cuál es considerada la base de la química moderna?
6. Explique con un ejemplo una reacción química y una ecuación química, con sus respectivos componentes.
7. ¿Cómo se representan los estados de la materia en los componentes de una ecuación química? De ejemplos.

QUIMICA 10  Guía 2 

TALLER Nº 2 TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS.

1. Realizar otros dos ejemplos de cada uno de los casos de reacciones de adición o síntesis.
2. Realizar otros dos ejemplos de reacciones de descomposición.
3. Realizar otros dos ejemplos de reacciones de desplazamiento simple o sustitución única.
4. Realizar otros dos ejemplos de reacciones de doble sustitución o doble desplazamiento.

Guía  N° 3

 BALANCEO DE ECUACIONES POR OXIDO - REDUCCIÓN

OTRA FORMA DE CLASIFICAR LAS REACCIONES QUÍMICAS

Todas las reacciones químicas pueden ser clasificadas en dos grandes grupos:

Primer grupo: reacciones en las que no hay transferencia de electrones. Este tipo de reacciones de observa una reorganización de los átomos. A este grupo pertenecen:

ü  Las reacciones de doble desplazamiento

ü  Las reacciones de neutralización

Segundo grupo: reacciones en las cuales no hay transferencia de electrones. También llamadas reacciones redox o de oxido – reducción. A este grupo pertenecen:

ü  Las reacciones de síntesis

ü  Las reacciones de descomposición

ü  Las reacciones de sustitución

Veamos lo que sucede en las reacciones de oxido reducción:

2Na⁰  +  O₂⁰ --------------------> 2Na⁺¹  + O₂ ^{- 2}

El sodio cambio su número de oxidación de 0 a +1, es decir, aumenta, por tanto hay una oxidación.

 Na⁰  -  1e^{-  -------------------->}  Na⁺¹  un elemento que pierde electrones  se oxida.

El oxígeno pasa de 0 a -2, es decir, disminuye su número de oxidación.

O₂⁰  + 2e^{-  ------------------->}  2O^-2      un elemento que gana  se reduce.

·         Identifique en las siguientes reacciones qué elementos se oxida y qué elemento se reduce:

o   H₂  + S   ---------------->  H₂S

o   2Fe  + O₂   ---------------> FeO

REACCIONES DE OXIDO – REDUCCIÓN

Las reacciones de oxido – reducción se reconocen por el cambio que se presenta en los números de oxidación de los elementos.

Las reacciones de oxido – reducción son aquellas en las cuales de presenta transferencia de electrones. Es decir, reacciones en las que hay un átomo que cede electrones y el otro que los acepta.

Conceptos básicos:

Oxidación: proceso mediante el cual una sustancia química pierde electrones.

Reducción: proceso mediante el cual una sustancia química gana electrones.

Agente oxidante: sustancia que causa la oxidación a otra. El agente oxidante es a la vez la sustancia reducida ya que gana electrones.

Agente reductor: sustancia que causa la reducción de otra. El agente reductor es a la vez la sustancia oxidada ya que al producir la reducción de otra sustancia cede electrones.

El número de oxidación de un átomo está determinado por el número de electrones que gana o pierde durante una reacción química.

Para determinar el número de oxidación existen las siguientes normas:

ü  El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre es cero.

ü  El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros, en los cuales su número de oxidación es -1.

ü  El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxidos en los cuales posee número de oxidación de  -1.

ü  Los elementos metálicos poseen siempre números de oxidación positivos porque ceden electrones

ü  Los elementos del grupo IA de la tabla periódica poseen sólo un número de oxidación +1, en todos sus compuestos.

ü  Todos los elementos del grupo IIA de la tabla periódica tienen número de oxidación  de +2.

ü  En general el número de oxidación de un elemento es ­ menor o igual al número  par o impar al número del grupo.

ü  En un compuesto neutro, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos presentes es cero.

¿CÓMO BALANCEAR ECUACIONES  POR EL MÉTODO DE OXIDO-REDUCCIÓN?

PASOS:

ü  Escribir la ecuación completa.

ü  Determinar los números de oxidación de cada uno de los elementos en la ecuación.

ü  Identificar los elementos  que han cambiado su número de oxidación.

ü  Determinar la sustancia que se oxida o la que pierde electrones. Es decir que en la sustancia oxidada se presenta un aumento en el número de oxidación.

ü  Determinar la sustancia que se reduce o la que gana electrones. El  número de oxidación de la sustancia reducida disminuye.

ü  Determinar el cambio de electrones en cada átomo a partir de las variaciones en los números de oxidación.

ü  Como el número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones perdidos, se multiplica por los factores adecuados.

ü  Asignar los factores de este resultado como coeficientes en las moléculas respectivas de la ecuación inicial.

ü  Terminar de balancear la ecuación por tanteo.

EJEMPLO RESUELTO:

Balancear la siguiente ecuación:  HNO₃  + H₂S   ---------->  NO + S + H₂O

1.    Escribir la ecuación completa

  HNO₃  + H₂S   ---------->    NO + S + H₂O

2.    Asignar los números de oxidación a cada átomo:

H⁺¹N⁺⁵O₃^-2  + H₂⁺¹S^-2    ---------->   N⁺²O^-2  + S⁰  + H₂⁺¹O^-2

3.    Analizar los cambios en el número de oxidación para cada átomo. Se escribe a la izquierda su número de oxidación como reactivo y a la derecha su número de oxidación como producto.

Hidrógeno: H⁺¹                ---------->  H⁺¹                    Oxígeno: O^-2     ---------->        O^-2

Nitrógeno: N⁺⁵                 ---------->  N⁺²                  Azufre: S^-2           ---------->       S⁰

4.    Identificar los átomos cuyos números de oxidación cambian:

Nitrógeno: N⁺⁵           ---------->       N⁺²

Azufre : S^-2                 ---------->     S⁰

5.    Determinar el cambio de electrones en cada átomo a partir de las variaciones en los números de oxidación.

El nitrógeno pasó de +5 a +2 entonces ganó 3 electrones.

El azufre paso de -2 a 0 entonces perdió 2 electrones.

Es decir: N⁺⁵   + 3e^-         ---------->        N⁺²  sustancia reducida. Agente oxidante

            S^-2  -   2e^-              ---------->    S⁰  sustancia oxidada. Agente reductor

6.    Como el número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones perdidos, se multiplica por los factores adecuados, la primera  ecuación multiplicamos por 2 y la segunda por 3 así:

(N⁺⁵      + 3e^-        ---------->           N⁺²)2

(S^-2  -   2e^-            ---------->      S⁰)3

Esto es: 2N⁺⁵ + 6e^-        ---------->          2N⁺²

              3S^-2  -  6e^-         ---------->       3S⁰

__________________________________

            2N⁺⁵  + 3S^-2         ---------->        2N⁺² + 3S⁰

A  las anteriores ecuaciones se les llama semirreacciones.

7.    Asignar los factores de este resultado como coeficientes en las moléculas respectivas de la ecuación inicial: 2HNO₃ + 3H₂S              ---------->

    2NO + 3S  + H₂O

8.    Terminar de balancear la ecuación por tanteo:

2HNO₃  + 3H₂S          ---------->      2NO  + 3S  + 4H₂O

Para demostrar que la  ecuación ya está balanceada se cuentan los átomos de cada elemento en los reactantes y en los productos.

EJERCICIOS DE APLICACIÓN PARA EL EQUIPO DE TRABAJO:

Balancear por el método de oxido – reducción las siguientes  ecuaciones químicas, indicando cuál es la sustancia oxidada y sustancia reducida, y el agente oxidante y el agente reductor.

PbO₂  + HCl         ---------->    PbCl₂ + Cl₂  + H₂O

MnO₂  +  HCl          ---------->  MnCl₂  + Cl₂   + H₂O

KClO₃ + KI + H₂O        ---------->  KCl + I₂  + KOH

Cu  +  HNO₃  +  H₂O        ----------> Cu(NO₃)₂ + NO +  H₂O

MnO₂  +  KClO₃  +  KOH     ---------->  K₂MnO₄  +  KCl  +  H₂O

C₂H₂O₄  +  KMnO₄    ---------->  CO₂  +  K₂O  +  MnO  +  H₂O

HBr  +  H₂SO₄       ---------->  SO₂  + Br₂  +  H₂O

HNO₃  +  HI          ---------->  NO  +  I₂  +  H₂O

KI  +  H₂SO₄        ---------->  K₂S  +  H₂O  + I₂

Na₂TeO₃  +  NaI  +  HCl       ---------->  NaCl  +  Te  +  H₂O  +  I₂

Mn(NO₃)₂   +  NaBiO₃  +  HNO₃     ---------->   HMnO₄  + Bi(NO₃)₂  +  NaNO₃  + H₂O

HClO₂   +  HCl            ---------->    H₂O  +  Cl₂

CrCl₃  +  KOH  +  KClO₃       ---------->  KCl  + K₂CrO₄  + H₂O

PbO  +  NH₃               ---------->  Pb  +  N₂  +  H₂O

KMnO₄  +  FeSO₄  +  H₂SO₄         ---------->  MnSO₄  +  Fe(SO₄)₃   +  K₂SO₄  +  H₂O

MnO₂    +  Al              ---------->  Al₂O₃  +  Mn    

NH₃  +  N₂O         ---------->  N₂ + H₂O

GUÍA Nº 4  ESTEQUIOMETRÍA (CÁLCULOS QUÍMICOS)

PREVIA 10.1

Entregar 20 de marzo de 2012

1. Juan  va a comprar un fertilizante, el vendedor le cuenta que X fertilizante tiene 0,02 moles de Potasio (K), pero Juan  quiere saber a cuántos gramos equivalen los 0,02 moles de K ¿Cómo le ayudaría para qué él obtenga la respuesta

2. Suponga que va a comprar un anillo de oro que tiene aproximadamente 1,5 gramos de oro
(Au). Si a la persona que atiende la joyería se le ocurre cobrarle a $0,001 por cada átomo de oro que hay en el anillo ¿Cuánto debe pagarle?

3. Manuel va a preparar un suero oral, en un libro encuentra una información que dice:
agregar a 1 litro de agua  0,15 moles de sal y 0,025 moles de azúcar ¿Cuántos gramos de azúcar y de sal debe agregar? Fórmula del azúcar C₁₂H₂₂O₁₁   Fórmula de la sal NaCl

4. Un átomo de un elemento desconocido tiene una masa de  6,64 X 10 -²³ g. Hallar la masa
atómica  en unidades de masa atómica(u.m.a) del elemento desconocido.Según la respuesta  ¿Cuál  podría ser el elemento? Justifique su respuesta.

5. Si en las siguientes reacciones se consumen 10 g de cada reactante, ¿Cuál será el
reactivo límite en cada reacción? ¿Cuánto producto se produce en cada reacción?

2CO + O₂     ------------>  2CO₂

GUÍA Nº 5 CÁLCULOS A PARTIR DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA

De una ecuación química se obtiene:

ü  La cantidad de producto que se puede preparar a partir de ciertas cantidades de reactantes.

ü  El reactivo límite, el cual determina qué tanto producto se puede obtener de una ecuación química, cuando se dispone de una cantidad limitada de uno de los reactantes.

ü  Los porcentajes de producción.

ü  La pureza del compuesto.

La cantidad de un producto que se puede preparar a partir de ciertas cantidades de reactantes ¿cómo se determina?

Una ecuación química balanceada indica la cantidad exacta de producto que se obtiene a partir de cantidades exactas de reactantes. Por ejemplo:

2KClO₃ ---------------------> 2KCl  +  3O₂

Esta ecuación indica que: 2 moles de 2KClO₃ producen 2 moles de KCl y 3 moles de O₂

Si el análisis se hace en gramos, se establece que: 245 gramos de KClO₃  producen 149 gramos de KCl y 96 gramos de O_2.

EJERCICIO PROPUESTO: para la siguiente ecuación química balanceada

PbO₂  +  4HCl   ---------------->   PbCl₂  +  Cl₂  + 2H₂O

·         Indique la relación entre el número de moles de los reactantes y de los productos.

·         Indique la relación entre los gramos de reactantes y productos.

REACTANTE LÍMITE

En una reacción química sucede con frecuencia que uno de los reactantes se agote primero. El reactante límite  es la sustancia que al estar en menor proporción, se consume primero que las demás, suspendiendo la marcha de la reacción.

Observe la siguiente ecuación: MgO  +  2HCl  ------------->  MgCl₂  +  H₂O

1 mol de MgO reacciona con 2 moles de HCl para formar 1 mol de MgCl₂ y 1 mol de H₂O.

Con 1 mol de MgO  y 10 moles de HCl, por ejemplo, se producirá exactamente la misma cantidad anterior. En este caso, sin importar la cantidad de HCl presente, el MgO limita la cantidad de MgCl₂ y H₂O que pueda producirse. El MgO es el reactante límite.

También puede suceder lo contrario. Si hay exceso de MgO y muy poca cantidad de HCl, el HCl es el reactante límite.

               

EJERCICIO RESUELTO:

Una muestra de 26 gramos de KOH reacciona con 15 g de H₂SO₄ para producir K₂SO₄  y H₂O. ¿Cuál es el reactante límite?

Hay 2 formas de identificar el reactante límite. La forma más sencilla consiste en dividir el número de moles dado de cada reactante por su coeficiente en la ecuación.

Primer paso: se escribe la ecuación balanceada:

2KOH  +  H₂SO₄   ---------------->  K₂SO₄  +  2H₂O

Segundo paso: se determina el número de moles de cada reactante:

Número de moles de KOH

26 g KOH *1mol KOH / 56gKOH = 0.464 moles de KOH

Número de moles de H₂SO₄

15 g H₂SO₄ * 1mol H₂SO₄ / 98 g H₂SO₄ = 0.153 moles de H₂SO₄

Tercer paso: dividir  el número de moles de cada reactante por el coeficiente:

2KOH  +  H₂SO₄   ----------------->    K₂SO₄  +  2H₂O

KOH: 0.464 / 2 = 0.232       H₂SO₄:  0.153 / 1 = 0.153

El reactante  que se encuentra en menor proporción es el H₂SO₄ y por lo tanto es considerado como el reactante límite.

Otra forma de identificar el reactante límite:

Primer paso: se escribe la ecuación balanceada:

2KOH  +  H₂SO₄    ----------------->   K₂SO₄  +  2H₂O

Segundo paso: se determina el número de moles de cada reactante:

Número de moles de KOH

26 g KOH * 1mol KOH / 56 g KOH = 0.464 moles de KOH

Número de moles de H₂SO₄

15 g H₂SO₄ * 1 mol H₂SO₄ / 98 g H₂SO₄ = 0.153 moles de H₂SO₄

Tercer paso:  según la ecuación balanceada tenemos que 2 moles de KOH reaccionan exactamente con 1 mol de H₂SO_4. La razón es de 2 a 1. De lo anterior se deduce que 0.464 moles de KOH deben reaccionar exactamente con:

0.464 moles de KOH * 1 mol H₂SO₄ / 2 moles KOH  = 0.232 moles de H₂SO₄

Según los datos sólo se dispone  de 0.153 moles de H₂SO₄ , así que el reactante que se encuentra en menor proporción es el H₂SO₄ y por tanto es considerado como el reactante límite.

EJERCICIOS PROPUESTOS PARA EL EQUPO DE TRABAJO:

·         Si en las siguientes reacciones se consumen 10 g de cada reactante, ¿cuál será el reactivo límite en cada reacción?

2CO  + O₂   -------------->   2CO₂                                     N₂  +  3NH₃    ----------------->  2NH₃    

·         ¿cuántos moles de cloruro de plomo (II) PbCl₂ , pueden obtenerse a partir de la reacción entre 20 g de cloruro de fósforo (III) y 45 g de floruro de plomo (II) PbF₂. Ecuación

3PbF₂ + 2PCl₃    ----------------->  2PF₃ + 3PbCl₂

·         Una muestra de 36 g de NH₃ reacciona con 17 gramos de O₂ para producir NO y H₂O. Ecuación

4NH₃  +  5O₂   -------------->  4NO  +  6H₂O

o   ¿cuál es el número de moles de NO que pueden producirse con 36 g de NH₃?

o   ¿cuál es el número de moles de NO que pueden producirse con 17 g de O₂?

o   ¿cuántos gramos pesan 3 moles de NH₃?

o   ¿cuántas moléculas tienen 5 moles de NO?

o   Si se producen 30 g de NO ¿cuánto oxígeno necesita la reacción?

·         ¿cuántos moles de H₂ pueden teóricamente prepararse a partir de 4 moles de Fe y 5 moles de H₂O?

3Fe  +  4H₂O   -------------->  Fe₃O₄   + 4H₂

·         ¿cuántos gramos de N₂F₄ pueden teóricamente prepararse de 4 g de NH₃ y 14 g de F₂?

La ecuación química es:  2NH₃  +  5F₂  -------------->   N₂F₄  +  6HF

·         Para la reacción:  2Fe  +  3H₂SO₄  ----------->  Fe₂(SO₄)₃  + 3H₂ si 5 g de Fe se agregan a 7,5 g de H₂SO₄ calcular:

o   ¿cuántos g de Fe₂(SO₄)₃   se forman?

o   ¿cuántas moles de Fe₂(SO₄)₃  se forman?

o   ¿cuántos g de H₂SO₄  se necesitan para producir 150 g de Fe₂(SO₄)₃?

o   ¿cuántas moléculas de Fe₂(SO₄)₃  se forman?