QUIMICA P-1 UNDECIMO (1)

Published on
Scene 1 (0s)

INSTITUCION EDUCATIVA ANTONIA SANTOS

PRIMER PERIODO ACADÉMICO AÑO LECTIVO 2021

ÁREA: CIENCIAS NATURALES ASIGNATURA: QUÍMICA GRADO: UNDECIMO

DOCENTES CARLOS ALBERTO CEDIEL DE LA CRUZ

CORREO ELECTRONICO quimicacarloscediel@gmail.com

1. INTRODUCCIÓN “La cantidad de materia en el universo es constante”, esta es una de las premisas que rigen el llamado principio de conservación de la materia, el cual es la base de los procesos químicos.

En la naturaleza ocurren constantemente un sinnúmero de procesos o reacciones químicas observables en el suelo, el agua, el aire o apenas perceptibles pero fundamentales para el funcionamiento de los seres vivos. En esta guía se aborda el tema de las reacciones químicas, el balanceo de ecuaciones y estequiometria para que el estudiante comprenda la ley de conservación de la materia y los cálculos que se pueden realizar a partir de una ecuación balanceada

2. OBJETIVOS DE APRENDIZAJE

 Identificar los distintos tipos de reacciones químicas

 Aplicar el principio de conservación de la materia en el balanceo de ecuaciones químicas

 Realizar cálculos a partir de ecuaciones químicas balanceadas

3. COMPETENCIAS

 Comprende que los diferentes mecanismos de reacción química (oxido-reducción, descomposición, neutralización y precipitación) posibilitan la formación de compuestos inorgánicos.

 Realizo cálculos cuantitativos a partir de ecuaciones químicas balanceadas.

4. TEMA: REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

BALANCEO DE ECUACIONES ESTEQUIOMETRIA

5. METODOLOGÍA

La utilización de esta guía como instrumento de aprendizaje requiere que el estudiante desarrolle habilidades en el aprendizaje autónomo y virtual. La guía contiene conceptos teóricos, ejemplos de ejercicios resueltos y actividades propuestas. También se incluyen enlaces de vídeos y páginas web que servirán para profundizar el tema. Se realizarán clases virtuales para la explicación de los temas y aclaración de dudas en las actividades.

Es importante tener en cuenta el cumplimiento en el envío de actividades o la presentación de las evaluaciones en línea según lo indique el docente. La guía también se encuentra publicada en el blog quimicaieas.blogspot.com

RECOMENDACIONES IMPORTANTES PARA TENER EN CUENTA

- Si el estudiante tiene la posibilidad de asistir a los encuentros virtuales, debe leer previamente el contenido de la guía para tener un conocimiento del tema.

- Desarrollar en el cuaderno los ejercicios y/o actividades propuestas en la guía

- Enviar sólo las actividades que el profesor solicite y en las fechas que se indique en el encuentro virtual o por otro medio de comunicación (mensaje de WhatsApp al grupo de estudiantes o correo electrónico)

- No todas las actividades deben ser enviadas, sólo se revisarán las que sean solicitadas por el profesor y en las fechas y plazos previstos.

- Las actividades y/o ejercicios de la guía también serán evaluadas en línea por medio de formularios google

6. RECURSOS Y MATERIALES

Guía física Computador, Tablet, Smart pone Tabla periódica Cuaderno Correo electrónico

Scene 2 (1m 27s)

2

7. DESARROLLO DEL TEMA

REACCIONES QUIMICAS Las reacciones químicas son el proceso de arreglo de átomos y enlaces cuando sustancias químicas entran en contacto. Las propiedades químicas cambian al alterar el arreglo de los átomos en esa sustancia. Las sustancias químicas que cambian son los reactantes y las nuevas sustancias que se forman o aparecen son los productos:

REACTANTES PRODUCTOS

Las ecuaciones químicas muestran cuales son los reactantes, los productos y otros participantes como catalizadores y energía. Los reactantes se anotan a la izquierda de la flecha que apunta a los productos, de esta forma:

CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O

Esto se lee de la siguiente manera: una molécula de gas metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para formar una molécula de dióxido de carbono gaseoso y dos moléculas de vapor de agua. El oxígeno y el metano son los reactantes, el dióxido de carbono y el agua son productos.

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

Reacciones de Síntesis o Adición

Las reacciones de síntesis o adición son aquellas donde las substancias se juntan formando una única sustancia. Representando genéricamente los reactivos como A y B, una reacción de síntesis puede ser escrita como:

A + B  AB

Exempla

Fe + S FeS

2H2 + CO2  2H2O H2O + CO2  H2CO3

Los reactivos no deben ser necesariamente substancias simples (Fe, S, H2, O2), pudiendo también se substancias compuestas (CO2, H2O) pero en todas el producto es una sustancia “menos simple” que las que originaron.

Reacciones de Análisis o Descomposición

Las reacciones de análisis o descomposición son lo opuesto de las reacciones de síntesis, o sea, un reactivo da origen a productos más simples que él. Escribiendo la reacción genérica nos resulta fácil entender lo que sucede:

AB A + B Ejemplos:

2H2O  2H2 + O2

2H2O2  2H2O + O2

Reacciones de Desplazamiento o sustitución En las reacciones de desplazamiento, uno de los reactantes sustituye una parte del otro reactante, como en el siguiente caso:

AB + C A + BC

El reactivo C desplazó al componente A de la molécula AB.

Ejemplo

Cl2 + NaBr NaCl + Br2

Una molécula de cloro gaseoso desplaza el bromo en dos moléculas de bromuro de sodio, produciendo 2 moléculas de cloruro de sodio y una molécula de bromo. Reacciones de doble desplazamiento Dentro de las reacciones de desplazamiento, podemos conseguir reacciones donde las partes de los reactantes se intercambian. Estas se conocen como reacción de doble desplazamiento:

AC + BD  AD + BC

En esta reacción el elemento A sustituye al elemento B, igualmente el elemento B ocupa el lugar del elemento A formándose los compuestos AD y BC.

Ejemplo:

Cl2O3 + 6HCl  2FeCl2 + H2O

Esto se lee como el óxido de hierro (III) reacciona con seis moléculas de ácido clorhídrico y forma dos moléculas de cloruro de hierro (III) más tres moléculas de agua. Otro ejemplo es la reacción entre el sulfato de cobre cuando reacciona con el carbonato de sodio para dar sulfato de sodio y carbonato de cobre en una reacción de doble desplazamiento.

CuSO4 + Na2CO3  Na2SO4 + CuCO3

Scene 3 (3m 6s)

3

ACTIVIDAD Identifica el tipo de reacción al cual pertenece cada ecuación: a. N2O5 + H2O  2HNO3

b. 2KClO3  2KCl + 3O 2

c. Cu + AgNO3  Ag + Cu(NO3)2

d. Pb(NO3)2 + 2KI  PbI2 + 2KNO3

e. 2Al + 3H2O  Al2O3 + 3H2

f. CuSO4·5H2O  CuSO4 + 5H2O

g. K2S + MgSO4  K2SO4 + MgS

h. 2Al + 3Br2  2AlBr3

BALANCEO DE ECUACIONES

LEY DE CONSERVACION DE LA MATERIA

La ley de conservación de la materia, conocida también como ley de conservación de la masa o simplemente como ley Lomonósov-Lavoisier (en honor a los científicos que la postularon), es aquel principio de la química que plantea que la materia no se crea ni se destruye durante una reacción química, sólo se transforma. Esto significa que las cantidades de las masas involucradas en una reacción determinada deberán ser constantes a lo largo de la misma, es decir, no habrán cambiado en sus proporciones cuando la reacción culmine, aunque sí se pueden haber transformado, en otras palabras, la masa de los productos obtenidos al final de la reacción es igual a la de los reactivos que la generan:

Masa de reactivos = Masa de los productos

El nitrógeno molecular (N2) reacciona con el hidrogeno molecular (H2) para producir amoniaco (NH3): La ecuación para la reacción sería:

N2 + H2  NH3

Como se observa, esta ecuación no cumple la ley de conservación de la materia, pues en los reactivos hay dos átomos de nitrógeno y en los productos hay uno, mientras que hay dos átomos de hidrogeno en los reactivos y tres en los productos. Para que la ecuación cumpla con la ley de conservación de la materia es necesario balancearla para indicar la proporción en que se combinan los reactivos para formar la cantidad correcta de productos:

N2 + 3H2 2NH3

Ahora se puede observar que en los reactivos hay dos átomos de hidrogeno y seis de hidrogeno en los reactivos para que se formen dos moléculas de amoniaco, en las cuales están contenidos dos átomos de nitrógeno y seis átomos de hidrogeno. Para balancear una reacción química se pueden utilizar varios métodos, entre ellos: - Tanteo o simple inspección - Cambio en el número de oxidación - Ion electrón.

METODO DE TANTEO O SIMPLE INSPECCION

Este método se aplica en reacciones en las cuales no hay cambio en los números de oxidación en los elementos que forman los reactivos y los productos. Consiste en asignar números enteros a las fórmulas para igualar la cantidad de átomos de cada elemento en los reactivos y productos. El balanceo o igualación del número de átomos de cada elemento se realiza en orden, iniciando por los elementos metálicos, luego los no metálicos, y balanceando al final el hidrogeno y el oxígeno. Ejemplo 1: Balancear la ecuación

Fe2O3 + H2O  Fe(OH)3

REACTIVOS PRODUCTOS

Fe: 2 átomos O: 4 átomos H: 2 átomos

Fe: 1 átomo O: 3 átomos H: 3 átomos

En la ecuación no se cumple la ley de la conservación de la materia, pues la cantidad de elementos en reactivos y productos no es igual. Iniciamos el balanceo igualando los metales, en este caso el hierro, multiplicando el Fe(OH)3 por 2

Fe2O3 + H2O  2Fe(OH)3

Al multiplicar el Fe(OH)3 por 2 se tienen 2 átomos de hierro, seis átomos de hidrogeno y seis átomos de oxígeno en los productos, ahora están sin balancear H y O. Para igualarlos, multiplicamos la molécula de agua por tres:

Fe2O3 +3H2O  2Fe(OH)3

Ejemplo 2: Balancear la ecuación

C3H8 + O2  CO2 + H2O

Se observa que para ninguno de los elementos (C, H y O) se tiene igual número de átomos en ambos lados de la ecuación. Además, el C y el H aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación; el O aparece en dos compuestos del lado derecho (CO2 y H2O). Para igualar los átomos de C se coloca un 2 a la izquierda del CO2:

C3H8 + O2  3CO2 + H2O

Scene 4 (5m 8s)

4

Para igualar los átomos de H, se coloca un 3 a la izquierda del H2O:

C2H8 + O2  3CO2 + 4H2O

En este punto se han balanceado los átomos de C y de H, pero no los átomos de O porque hay siete átomos de este elemento a la derecha de la ecuación y únicamente dos del lado izquierdo. Esta desigualdad de átomos de O se puede eliminar al escribir 5 antes del O2, del lado izquierdo:

C2H6 + 5O2  3CO2 + 4H2O

Ejemplo 3: Balancea la ecuación

HNO3 N2O5 + H2O

Para balancearlo por tanteo procedemos de la siguiente manera: 1. Ajustamos el reactivo asignándole el coeficiente 2 para que el número de hidrógenos coincida con el de los productos:

2HNO3 N2O5 + H2O

2. Comprobamos y verificamos que el número de átomos de todos los elementos coincide en reactivos y productos, por lo que la ecuación balanceada es:

2HNO3 N2O5 + H2O

Nota: el método de tanteo es útil y sencillo para ecuaciones con pocos reactivos y productos. En ecuaciones más complejas conviene emplear otros métodos. ACTIVIDADES Balancea las siguientes reacciones por el método de tanteo:

a. S2 + O2 → SO3 b. CH4 + O2 → CO2 + H2O c. HNO3 → N2O5 + H2O d. Ca + HCl → CaCl2 + H2 e. Fe + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2 f. P2O5 + H2O → H3PO4

g. Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2O

REACCIONES DE REDUCCION Y OXIDACION

Las Reacciones Redox o Reacciones de Reducción-Oxidación son aquellas en las cuales se transfieren electrones entre los reactivos produciéndose un cambio en los estados de oxidación respecto a los productos.

+3 -2 +2 -2 0 +4 -2 Fe2O3+ 3CO → 2Fe+ 3CO2

En la reacción el hierro y el carbono presentan cambios en su número de oxidación. El hierro en los reactivos tiene estado de oxidación +3 y en los productos tiene estado de oxidación cero mostrando una disminución. Por su parte el número de oxidación del carbono cambia de +2 o +4 presentando un aumento del valor. En las reacciones de reducción oxidación, la transferencia de los electrones conlleva que se produzcan dos fenómenos de los que se deriva su nombre, la reducción y la oxidación. REDUCCION La reducción es la disminución del número de oxidación de un elemento debido a que recibe electrones procedentes de otro elemento. OXIDACION La oxidación es el aumento del número de oxidación de un elemento debido a que cede electrones a otro átomo en una reacción química. En la reacción

0 +1 -1 +2 -1 0 Fe+ 2HCl → FeCl2+ H2

El hidrogeno cambia de +1 a 0, disminuyendo su número de oxidación, es decir, aceptó o ganó electrones, por lo tanto el hidrogeno se reduce. La reacción de reducción es

+1 -1 0 2HCl + 2e-→ H2

Los electrones ganados se escriben en los reactivos y son proporcionales al cambio en el número de oxidación. Cada hidrogeno acepta un electrón, pero al balancear la cantidad de hidrógenos quedan 2 en los reactivos y dos en los productos, por lo tanto se aceptan 2 electrones. El hierro cambia de 0 a +2, aumentando su número de oxidación, es decir perdió electrones, por lo tanto el hierro se oxida. La semirreacción de oxidación es

0 +2 -1 Fe → FeCl2 + 2e-

Los electrones perdidos se escriben en los productos y son proporcionales al cambio en el número de oxidación. Para determinar la cantidad de electrones ganados o perdidos se realiza un balance de carga una vez establecido el balance de materia (balanceo de la cantidad de elementos presentes en la reacción). Si observamos la reacción de reducción y teniendo en cuenta solo los números de oxidación del hidrógeno:

+1 -1 0 2HCl + 2e-→ H2 2.(+1) + 2.(-1) = 0

La suma de las cargas en los reactivos debe ser igual a la de los productos.

+2 -2 = 0 0=0

Scene 5 (7m 5s)

5

Si observamos la reacción de oxidación y teniendo en cuenta solo los números de oxidación del hierro:

0 +2 -1 Fe → FeCl2 + 2e-

0=+2 + 2.(-1)

Los valores 0, +2 y -1 corresponden a las cargas del hierro en los reactivos y el hierro y los electrones en los productos. La suma de las cargas en los reactivos debe ser igual a la de los productos.

0=2-2 0=0

Ejemplo En las siguiente reacción identifique las sustancias reducida y oxidada, escriba la semirreacción de reducción y la de oxidación y escriba el balance de carga en ambas semirreacciones. a. HNO3 + H2S  NO + S + H2O Solución Se asignan números de oxidación El número de oxidación de N pasa de +5 a +2, disminuye, es decir que se reduce ganando 3 electrones. El número de oxidación del S pasa de -2 a 0, aumenta, es decir que se oxida perdiendo 2 electrones. Reacción de reducción:

+1 +5 -2 +2 -2 HNO3 + 3e- NO Balance de carga

+5 +3.(-1) = +2

+5 -3=+2 +2= +2

Reacción de oxidación:

+1 -2 0 H2S  S + 2e-

Balance de carga

-2 = 0 + 2.(-1)

-2 = 0 -2 -2 = -2

AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR

Las sustancias oxidada y reducida son a su vez agentes oxidantes o reductores según el cambio que generen en los estados de oxidación en la reacción. AGENTE OXIDANTE: Es la sustancia que causa la oxidación de otra al quitarle electrones. El agente oxidante es la misma sustancia reducida. AGENTE REDUCTOR: Es la sustancia que causa la reducción de otra al cederle electrones. El agente reductor es la misma sustancia oxidada. Ejemplo En las siguiente reacción identifique la sustancia reducida, sustancia oxidada, agente oxidante y agente reductor, escriba las semirreacciones de reducción y oxidación.

K2Cr2O7 + HCl  KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

Solución: asignando números de oxidación

+1 +6 -2 +1 -1 +1 -1 +3 -1 0 +1 -2 K2Cr2O7 + HCl  KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

Cr, pasa de +6 a +3, su número de oxidación disminuye, es la sustancia reducida y agente oxidante pues gana 3 electrones. Cl, pasa de -1 a 0, su número de oxidación aumenta, es la sustancia oxidada y agente reductor pues cada cloro pierde 1 electrón. Reacción de reducción:

+1 +6 -2 +3 -1 K2Cr2O7 +3e- CrCl3

Reacción de oxidación:

+1 -1 0 HCl- Cl2 + 2e-

PARA TENER EN CUENTA REDUCCION NUMERO DE OXIDACION DISMINUYE NUMERO DE OXIDACION OXIDACION ALIMENTA ELECTRONES GANADOS (REACTIVOS) ELECTRONES PERDIDOS(PRODUCTOS) El nümero de electrones ganados y perdidos se asignan para igualar los estados de oxidaciön de los elementos que presentan cambios

+1 +5 -2 +1 -2 +2 -2 0 +1 -2 HNO3 + H2S  NO + S + H2O

Scene 6 (8m 32s)

6

ACTIVIDAD

1. En las siguientes ecuaciones identifique cuales son de reducción – oxidación (redox)  HCl + NaOH  NaCl + H2O

 HgS + HCl + HNO3 → H2HgCl4 + NO + S + H2O

 CaCO3  CaO + CO2

 Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NO

2. En las siguientes reacciones indentifique el elemento reducido, elemento oxidado, agente oxidante y

agente reductor. Escriba las semirreacciones de reducción y oxidación.

 Hg + HNO3 → Hg(NO3)2 + NO

 Cu + H2SO4 → SO2 + CuO

 AuCl3 + H2O2 + NaOH → NaCl + O2 + Au + H2O

 FeCl2 + H2O2 + HCl → FeCl3 + H2O

 Na2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + Na2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O

BALANCEO DE ECUACIONES POR EL METODO REDOX

Muchas reacciones implican cambios en el número de oxidación cuando los reactivos dan formación a los productos. En la guía anterior estudiamos las reacciones de reducción y oxidación y en esta veremos el método para balancear una ecuación química de reducción oxidación. METODO REDOX Los procesos de reducción y oxidación se presentan cuando hay intercambio de electrones entre los reactivos. La cantidad de electrones ganados no siempre es igual a la cantidad de electrones perdido. El balanceo por el método redox implica un balance de masa, es decir, igualar la cantidad de átomos que reaccionan y forman los productos y el balance de masa igualando la cantidad de electrones perdidos y ganados. EJEMPLO 1 Balancear la siguiente ecuación utilizando el método redox:

HNO3 + Sn + H2O H2SnO3 + NO

PASO 1: Asignar número de oxidación a todos los elementos presentes en la reacción

+1 +5 -2 0 +1 -2 +1 +4 -2 +2 -2 HNO3 + Sn + H2O H2SnO3 + NO

Identificar los elementos que cambian su número de oxidación

+5 0 +4 +2 HNO3 + Sn + H2O H2SnO3 + NO

El nitrógeno (N) se reduce pues su número de oxidación disminuye de +5 a +2, mientras que el estaño (Sn) se oxida, pues su número de oxidación cambió de 0 a +2 PASO 2: Escribir las semirreacciones o ecuaciones parciales de reducción y oxidación teniendo en cuenta que los electrones ganados o perdidos son la diferencia entre los números de oxidación. En la reacción de reducción los electrones ganados se escriben antes de la flecha, mientras que en la reacción de oxidación los electrones perdidos se escriben después de la flecha. Solo tomamos los elementos reducido y oxidados Reducción: El N pasa de +5 a +2, gana 3 electrones Oxidación: El Sn pasa de 0 a +4, pierde 4 electrones PASO 3: Igualar electrones ganados y perdidos. Para esto se multiplican una o ambas ecuaciones parciales por números enteros para que la cantidad de electrones ganados y perdidos sea la misma. Esta multiplicación afecta a todos los términos de la ecuación. En este caso se multiplica la ecuación de reducción por 4 y la de oxidación por 3

(HNO3 + 3e- NO)x4 (Sn H2SnO3 + 4e-)x3

El resultado es el siguiente:

PASO 4: Escribir la ecuación inicial asignando los coeficientes a las formulas donde están los elementos que cambiaron sus números de oxidación

4HNO3 + 3Sn + H2O  3H2SnO3 + 4NO

PASO 5: Terminar de balancear la ecuación por el método de tanteo. En este caso no es necesario, pues todos los átomos están igualados

4HNO3 + 3Sn + H2O  3H2SnO3 + 4NO

EJEMPLO 2 Balancear la siguiente ecuación por el método redox

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

PASO 1: Asignar números de oxidación e identificar los elementos reducido y oxidado

+5 +2 HNO3 + 3e- NO

0 +4 Sn H2SnO3 + 4e-

Scene 7 (10m 29s)

7

PASO 2: Ecuaciones parciales de reducción y oxidación. El Mn se reduce y el Fe se oxida

KMnO4 + 5e-MnSO4

2FeSO4  Fe2(SO4)3 + 2e-

En este caso se balancean los átomos de hierro. Se multiplica el hierro en los reactivos por 2 debido a que hay dos hierros en lo productos, por esta razón aunque el cambio es de +2 a +3, en total se pierden 2 electrones PASO 3: Igualar los electrones ganados y perdidos

(KMnO4 + 5e-MnSO4)x2

(2FeSO4  Fe2(SO4)3 + 2e-)x5

Sumar miembro a miembro las ecuaciones parciales. Se anulan los electrones por estar en lados contrarios de las ecuaciones.

PASO 4: Escribir la ecuación inicial con los coeficientes de los elementos que cambiaron su número de oxidación

2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4  2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

PASO 5: Balancear los elementos restantes por el método de tanteo Se asigna el 8 al H2SO4 para balancear el S y el 8 al H2O para balancear el hidrógeno.

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4  2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

ACTIVIDAD

1. Balancea las siguientes ecuaciones utilizando el método de oxidación reducción a. PbS + Cu2S + HNO3 → Pb(NO3)2 + Cu(NO3)2 + NO2 + S + H2O b. Cr2(SO4)3 + KI + KIO3 + H2O → Cr(OH)3 + K2SO4 + I2 c. PbO2 + Sb + KOH → PbO + KSbO2 + H2O

d. OH- + Br2 → BrO3

- + Br- + H2O

e. K4Fe(CN)6 + KMnO4 + H2SO4 → K3Fe(CN)6 + MnSO4+ K2SO4 + H2O f. PbCrO4 + KI + HCl → PbCl2 + Crl3 + KCl + I2 + H2O

g. Cl2 + OH- → Cl- + ClO- + H2O

ESTEQUIOMETRIA Estequiometria son los cálculos que se realizan con base en las ecuaciones químicas balanceadas utilizando las relaciones molares que se establecen entre los reactivos y los productos. RELACIONES MOLARES Y DE MASA EN LAS ECUACIONES QUIMICAS BALANCEADAS. Toda reacción química obedece a unas proporciones que se pueden determinar con base en la ecuación química balanceada. Las relaciones se indican con los números asignados para balacear la ecuación. La reacción:

N2 + 3H2  2NH3

Se puede interpretar en términos de moléculas, moles o de masa de los reactivos o productos. 1 molécula de nitrógeno reacciona con 3 moléculas de hidrógeno para producir 2 moles de amoniaco 1 mol de nitrógeno reacciona con 3 moles de hidrógeno para producir 2 moles de amoniaco La interpretación de la ecuación en términos de masa requiere determinar los pesos moleculares de cada sustancia, en este caso N2 = 28 g/mol, H2= 6g/mol y NH3=17g/mol. De acuerdo a esto en la reacción 28 gramos de nitrógeno (1mol) se combinan con 6 gramos de hidrógeno (3 moles) para producir 34 gramos de amoniaco. Los cálculos estequiométricos se pueden realizar en términos de moles o gramos, estableciendo relaciones mol – mol, mol-gramo, gramo-mol o gramo – gramo según las unidades dadas o pedidas en los cálculos. CALCULOS MOL – MOL En estos cálculos la cantidad dada está en moles y la cantidad pedida está en moles. Para resolverlos se multiplica la cantidad dada por un factor de conversión construido con las sustancias que involucra el problema.

Donde Y y Z son los coeficientes estequiométricos de las sustancias dada y pedida en la ecuación balanceada EJEMPLO El amoniaco se obtiene por la reacción del nitrógeno con el hidrogeno mediante la reacción:

N2 + 3H2  2NH3

Calcule: a. Cuantas moles de hidrógeno son necesarias para reaccionar con 1,5 moles de nitrógeno Sustancia dada: 1,5 moles de N2

Sustancia pedida: moles de H2

Scene 8 (12m 22s)

8

De acuerdo a la reacción 1 mol de N2 reacciona con 3 moles de H2.

b. Las moles de amoniaco que se forman cuando reaccionan 3,0 moles de hidrogeno con un exceso de nitrógeno

Sustancia dada: 3,0 moles de H2

Sustancia pedida: moles de NH3

De acuerdo a la reacción 3 moles de H2 generan 2 moles de NH3

Calculo:

c. Las moles de N2 que se necesitan para producir 5 moles de NH3 Sustancia dada: 5 moles de NH3 Sustancia pedida: moles de N2

De acuerdo a la reacción 2 moles de NH3 se producen a partir de 1mol de N2

Calculo:

Se necesitan 2,5 moles de N2

ACTIVIDAD

1. Calcula cuántas mol de (NH4)2SO4 (sulfato de amonio) se obtienen sí reaccionan 25 mol de NH4OH (hidróxido de amonio) con un exceso de ácido sulfúrico según la siguiente ecuación:

2NH4OH+ H2SO4  (NH4)2SO4+ 2H2O

2. Con base en la siguiente ecuación:

S8 (l) + 4Cl2(g) → 4S2Cl2 (l)

Determina cuántas moles de S2Cl2 se producen con 7 moles de Cl2 3. El óxido cúprico se puede obtener a partir del nitrato cúprico según la reacción:

2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2 + O2

¿Cuántas moles de Cu(NO3)2 se necesitan para obtener 1,4 moles de CuO? 4. La ecuación para la obtención de fósforo en un horno eléctrico es:

2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C → 6CaSiO3 + 10CO + P4

Determine: a. La cantidad de moles de fósforo que se forma con 1 mol de Ca3(PO4)2 b. La cantidad de moles de CaSiO3 forma por cada mol de SiO2 c. La cantidad de moles de CaSiO3 que se forman con 1,2x103 moles de SiO2 CALCULO GRAMO – GRAMO Normalmente en el trabajo de laboratorio se manejan cantidades en gramos, por lo tanto el cálculo gramo – gramo es el más utilizado. En este cálculo se debe introducir otro factor de conversión para convertir los gramos a moles, se debe tener en cuenta los pesos moleculares de las sustancias dada y pedida.

EJEMPLO El ácido sulfúrico y el hidróxido de aluminio reaccionan para formar sulfato de aluminio y agua según la reacción:

3H2SO4 + 2Al(OH)3  Al2(SO4)3 + 6H2O

Calcular: a. Los gramos de sulfato de aluminio que se producen con 10,0 g de ácido sulfúrico. b. Los gramos de ácido sulfúrico que reaccionan con 8,0 g de hidróxido de aluminio. Solución a. Sustancia dada: 10 g de H2SO4 Pm H2SO4 = 98 g/mol

Sustancia pedida g de Al2(SO4)3 Pm Al2(SO4)3 = 342 g/mol

3H2SO4 + 2Al(OH)3  Al2(SO4)3 + 6H2O

Con 10 g ácido sulfúrico se producen 11,63 gramos de sulfato de aluminio

Scene 9 (13m 45s)

9

b. Sustancia dada: 8 g de Al(OH)3 Pm Al(OH)3 = 68 g/mol

Sustancia pedida H2SO4 Pm H2SO4= 98 g/mol

3H2SO4 + 2Al(OH)3  Al2(SO4)3 + 6H2O

Se necesitan 20,28 g de ácido sulfúrico para reaccionar con 8,0 g de hidróxido de aluminio

METODO GRAVIMETRICO Los cálculos gramo – gramo se pueden resolver por medio del método gravimétrico. Este consiste en utilizar la relación de masas establecida en la ecuación con base en los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada. EJEMPLO Calcule la cantidad de dióxido de carbono que se producen cuando se queman 5 g de etano en un exceso de oxígeno, la ecuación para la reacción es:

2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O

Solución: Para escribir la relación de masas debemos multiplicar el número de moles de cada sustancia por su respectivo peso molecular. C2H6: 30 g/mol x 2= 60 g O2: 32 g/mol x 7= 224 g

CO2: 44g/mol x4= 176 g H2O: 18 g/mol x 6= 108 g

La ecuación escrita en términos de gramos es

60g C2H6 + 224g O2 → 176g CO2 + 108 gH2O

Sustancia dada: 5 g de C2H6 Sustancia pedida: g de CO2 Relación: 60g C2H6 producen 176g CO2

Con la combustión de 5 g de etano se producen 14,67g de dióxido de carbono.

ACTIVIDAD

1. El dióxido de nitrógeno y el agua reaccionan para producir ácido nítrico (HNO3), y óxido de nitrógeno.

3NO2(g) + H2O(l) 2HNO3(ac) + NO(g)

a. ¿Cuántos gramos de H2O son necesarios para que reaccionen con 28.0 gramos de NO2? b. De acuerdo con la ecuación del ejercicio anterior cuántos gramos de HNO3 son producidos a partir de 8.2 g de NO2? 2. El ácido sulfhídrico (H2S) podemos obtener a partir de la siguiente reacción:

FeS + HCl  FeCl2 + H2S

a. Balancea la ecuación química correspondiente a este proceso. b. Calcula la masa de ácido sulfhídrico que se obtendrá si se hacen reaccionar 175,7 g de sulfuro de hierro (II). 3. La sosa cáustica, NaOH, suele prepararse industrialmente con la reacción de carbonato de sodio, Na2CO3, con cal apagada, Ca(OH)2. ¿Cuántos gramos de NaOH se pueden obtener al hacer reaccionar 1 kg de Na2CO3 con Ca(OH)2?

Na2CO3 + Ca(OH)2 2NaOH + CaCO3

4. La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la elaboración de los vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono:

C6H12O6  2C2H5OH + 2CO2

Si se comienza con 500.4 g de glucosa, ¿cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y en litros, que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol 5 0.789 g/mL.) REACTIVO LIMITE Cuando ocurre una reacción química, generalmente los reactivos no están presentes en las mismas cantidades estequiometrias, siempre hay uno que se consume primero y detiene la reacción. El reactivo limitante es el que se consume por completo, y limita la reacción porque, al terminarse, la reacción concluye. Es el reactivo que produce menor cantidad de producto. Reactivo en exceso es el que ingresa en mayor proporción, por lo tanto, quedo como sobrante al finalizar la reacción.

10B 2B

Scene 10 (15m 32s)

10 En la imagen, los círculos verdes y los rojos representan los reactivos A y B que se combinan para formar un compuesto de formula AB2. Hay cuatro átomos de A y 10 átomos de B, se forman cuatro moléculas de AB2 y quedan sobrando dos átomos de B. El reactivo A (círculos verdes) se consume totalmente siendo el reactivo límite, el reactivo B es el reactivo en exceso pues quedan 2 átomos sin reaccionar. EJEMPLO Si reaccionan 52,80 gramos de MnO2 con 48,2 gramos de HCl:  ¿Cuál es el reactivo limitante?  ¿Cuál es el reactivo en exceso?  ¿Cuánto gramos de Cl2 se forman?  ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? La ecuación para la reacción es MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O Solución. Determinación del reactivo limite y reactivo en exceso (a y b) a. Convertir los gramos de sustancia a moles, dividiendo la masa de sustancia entre su peso molecular. MnO2 : 52,80 g, peso molecular: 66 g/mol HCl: 48,2 g, peso molecular: 36,4 g/mol b. Se dividen los resultados entre el coeficiente de la sustancia en la ecuación balanceada El reactivo límite es el que muestre el resultado más bajo en esta operación, el otro es el reactivo en exceso: Reactivo límite: HCl Reactivo en exceso: MnO2 ¿Cuántos gramos de Cl2 se forman? 48,2 g de HCl x 1mol de HCl x 1mol de Cl2 x 70,8g de Cl2 = 23,44 g de HCl 36,4 g de HCl 4 mol de HCl 1 mol de Cl2 c. ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? Este cálculo se puede realizar a partir del reactivo límite o a partir de la cantidad de cloro producida, se realiza un cálculo gramo gramo. 48,2 g de HCl x 1mol de HCl x 1mol de MnO2 x 66 g de MnO2 = 21,85 g de HCl 36,4 g de HCl 4 mol de HCl 1 mol de MnO2 Inicialmente se mezclaron 52,80 gramos de MnO2 con 48,2 gramos de HCl, solo reaccionan 21,85 g de MnO2 con todo el HCl, entonces el exceso de MnO2 es: Exceso = masa inicial – masa que reacciona Exceso= 52,80 g – 21,85 g = 30,95 g Sobran 30,95 g de dióxido de manganeso al final de la reacción. ACTIVIDAD, RESUELVE LOS SIGUIENTES PROBLEMAS 1. Hacen reaccionar 21,3 g de nitrato de plata con 33,5 g de cloruro de aluminio para preparar cloruro de plata y nitrato de aluminio. ¿Cuál es el reactivo limitante? 3AgNO3 + AlCl3  Al(NO3)3 + 3AgCl 2. El butano (C4H10) se utiliza como combustible, tanto para cocinar como para tener calefacción y agua caliente. El C4H10 se combina con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua. Si haces reaccionar 23 g de butano con 96 g de oxígeno, ¿qué masa de CO2 se desprenderá? 2C4H10 + 13O2  8CO2 + 10H2O 3. ¿Cuántos gramos de Ca3(PO4)2 se pueden obtener mezclando una disolución que contiene 5.00 g de cloruro de calcio con otra que contiene 8.00 g de fosfato de potasio? La ecuación sin balancear para la reacción es CaCl2 + K3PO4  Ca3(PO4)2 + KCl (Para solucionar el problema primero debes balancear la ecuación) 4. ¿Cuántos gramos de Ca3(PO4)2 se pueden obtener mezclando una disolución que contiene 5.00 g de cloruro de calcio con otra que contiene 8.00 g de fosfato de potasio? La ecuación sin balancear para la reacción es: CaCl2 + K3PO4  Ca3(PO4)2 + KCl (Para solucionar el problema primero debes balancear la ecuación) RENDIMIENTO DE UNA REACCION Cuando efectuamos una reacción química calculamos las cantidades de productos que esperamos obtener a partir de las cantidades de reactivos utilizadas y de la estequiometria de la reacción. En la práctica suele ser frecuente que la cantidad obtenida sea menor de la esperada. Cuando esto ocurre decimos que la reacción tiene un rendimiento inferior al 100%. Este menor rendimiento se da por diferentes causas:

Scene 11 (16m 38s)

11

• La pérdida de material durante su manipulación • El desarrollo de la reacción en condiciones inadecuadas • La existencia de reacciones paralelas que dan lugar a productos no deseados. Hasta ahora hemos supuesto que las reacciones siempre se dan de tal modo que todo el reactivo limitante se transforma en producto, pero en la vida real no suele ocurrir así; la cantidad de producto obtenido no alcanza el valor que se deduce del cálculo estequiométrico, siempre hay una diferencia entre esos valores. La relación entre la cantidad de producto final obtenido (rendimiento real) y la cantidad que debía obtenerse según la estequiometria de la ecuación (rendimiento teórico) se expresa mediante el rendimiento de la reacción.

% ?? ??????????? = ??????????? ????

??????????? ??ó???? ?100

% ???? = ? ?

? ? ?100

EJEMPLO Se hacen reaccionar diez gramos de óxido de aluminio (Al2O3) con un exceso de ácido clorhídrico (HCl) para obtener veinticinco gramos de cloruro de aluminio.

Al2O3(s) + 6HCl (ac) → 2AlCl3(ac) + 3H2O(l)

a. Calcular el rendimiento de la reacción.

b. Si el porcentaje de rendimiento fuera del 60%, ¿cuánto se esperaría que fuera el rendimiento real?

Solución

a. Para hallar el rendimiento de la reacción debemos usar la expresión:

% ?? ??????????? = ??????????? ????

??????????? ??ó???? ?100

El rendimiento real está dado en el problema: 25 g de AlCl3 El rendimiento teórico se obtiene calculando cuantos gramos de AlCl3 se producen con 10 g de Al2O3

Rendimiento teórico: 25,88 g de AlCl3 Rendimiento Real: 25 g de AlCl3 Reemplazando los valores en la formula tenemos

PUREZA DE LOS REACTIVOS

En muchas ocasiones las sustancias utilizadas en los procesos químicos no son totalmente puras, este hecho e debe ser tenido en cuenta para realizar los cálculos estequiométricos de una reacción. La pureza de los reactivos se refiere a la cantidad de reactivo puro que hay en una cantidad dada de reactivo y se puede calcular con la fórmula:

%?????? = ???? ?? ???????? ????

???? ?? ??????? ?100

EJEMPLO El óxido de calcio se obtiene por calcinación del carbonato de calcio, en la reacción también se libera dióxido de carbono. La ecuación para la reacción es

CaCO3  CaO + CO2

¿Cuantos gramos de óxido de calcio se pueden obtener por calcinación de 50Kg de roca caliza con un 65% de pureza de carbonato de calcio? Datos: 50Kg de Roca caliza : masa de reactivo con impurezas 65% = pureza de la roca en carbonato de calcio Para resolver el problema se debe calcular la masa de reactivo puro

Los 50 Kg de roca caliza contienen 32,5 Kg de carbonato de calcio, con este valor del reactivo puro se realiza el cálculo. 50 Kg de CaCO3= 5x104 g de CaCO3

Scene 12 (18m 11s)

12 ACTIVIDAD 1. La reacción del aluminio metálico con bromo, un no metal líquido, es espontánea, es decir, no se necesita energía externa para iniciar la reacción. Las cantidades de sustancias que se mezclaron se muestran debajo de los reactivos. 2Al(s) + 3Br2(l)  2AlBr3(s) Balanceada 4.0 g 42.0 g Si el rendimiento real es de 32.2 g de AlBr3. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? 2. A partir de la siguiente ecuación química: Cu(s) + 2H2SO4(ac)  CuSO4(s) + SO2(s) + 2H2O Calcular cuántos gramos de cobre se necesitan para obtener 100 gramos de sulfato de cobre si el rendimiento de la reacción es del 65 %? 3. El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y armazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido entre 950 y 1150°C: TiCl4 + 2Mg  Ti + 2MgCl En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54x107 g de TiCl4 con 1.13x107 g de Mg. a. Calcule el rendimiento teórico de Ti en gramos. b. Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtienen 7.91x106 g de Ti. 4. El hidróxido de aluminio, Al(OH)3, se calcina para obtener de nuevo Al2O3 y agua. Si la pureza del Al(OH)3 es del 95%, ¿qué masa de óxido de aluminio obtendrás a partir de 100 g de Al(OH)3 impuro? 2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O 5. El sulfato de aluminio se prepara mediante la reacción de aluminio con ácido sulfúrico según la reacción: Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2 ¿Cuantos gramos de sulfato de aluminio (Al2(SO4)3) se forman a partir de la reacción de 50g de ácido sulfúrico con un exceso de aluminio? 8. RUBRICA INDICADOR BAJO (2) BASICO (3) ALTO (4) SUPERIOR (5) Puntualidad No entrega las actividades planteadas por el docente de acuerdo al plazo máximo acordado en clase, no presenta justificación por la demora en la entrega, no establece comunicación con el docente. Entrega las actividades planteadas por el docente en días posteriores a la fecha acordada, sin justificación alguna o las justificaciones no son valederas Entrega las actividades planteadas por el docente 1 o 2 días posteriores al tiempo acordado. Las excusas presentadas corresponden a razones justificadas Entrega las actividades planteadas antes o en el tiempo acordado por el docente. Presentación No cumple con las normas mínimos de presentación informadas por el docente del área, por lo tanto no permite la revisión del mismo por ser poco legible. Cumple parcialmente con las normas de presentación de trabajo establecidas por el docente, por lo cual algunas de sus partes se hacen poco legibles para su revisión. Cumple con la mayoría de las normas de presentación de trabajo establecidas por el docente, hay legibilidad para la revisión del trabajo sin embargo algunas partes deben ser corregidas para que el documento sea totalmente legible. El informe es ordenado, cumple con los requerimientos de presentación de trabajos solicitados por el docente del área, se realiza la revisión completa del trabajo. Balanceo de ecuaciones No realiza los procedimientos necesarios para balancear ecuaciones químicas por método de tanteo y redox. Las actividades presentadas no tienen claridad en los conceptos ni en la resolución de problemas Realiza algunos ejercicios de balanceo de ecuaciones químicas. Las actividades presentadas muestran algún conocimiento de los conceptos, pero no los aplica en la solución de situaciones problema Realiza la mayoría de los ejercicios de balanceo de ecuaciones químicas. Las actividades presentadas muestran conocimiento de los conceptos y su aplicación para resolver situaciones problema Realiza balanceo de ecuaciones químicas por método de tanteo y redox. Las actividades muestran capacidad en el manejo de conceptos y aplicación para resolver situaciones problema. Estequiometria En el desarrollo de ejercicios de estequiometria no realiza de forma correcta los cálculos necesarios. Las actividades presentadas no tienen claridad en los conceptos ni en la resolución de problemas Realiza algunos ejercicios estequiometria. Las actividades presentadas muestran algún conocimiento de los conceptos, pero no los aplica en la solución de situaciones problema Realiza la mayoría de cálculos relacionados con la estequiometria de reacciones químicas. Las actividades presentadas muestran conocimiento de los conceptos y su aplicación para resolver situaciones problema Realiza cálculos relacionados con la estequiometria de reacciones químicas. Las actividades muestran capacidad en el manejo de conceptos y aplicación para resolver situaciones problema.