Química

27 al 29-04-2015 CCA // Martha Portugal Duarte

II UnidadEcuaciones y Reacciones Químicas. Gases y Disoluciones

Balanceo de Ecuaciones Leyes Ponderales de la

Química

• Inspección Simple o Tanteo

• Reducción Oxidación• Ión Electrón

• Balanceo de Ecuaciones Químicas

• Leyes Generales de la Químicas

• Ley de Conservación de la Masa

• Ley de las Proporciones Múltiples

• Ley de las Proporciones Constantes y Definidas.

• Inspección Simple o Tanteo

Al balancear una ecuación química, se deben de igualar el número de átomos o iones en ambos miembros de la ecuación.

Para balancear cualquier ecuación química existen dos métodos: el matemático y el químico.

Dentro del primero se tienen aproximaciones sucesivas, también llamado de tanteo o de simple inspección. El cual consiste en asignar coeficientes en reactivos y productos hasta alcanzar un equilibrio en el número de átomos que participan en a reacción a ambos lados de la ecuación Química.

El segundo método contempla la variación en los estados de oxidación y puede ser redox o por ión electrón.

• Reducción OxidaciónMÉTODO DE CAMBIO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

1. Escribir la ecuación de la reacción.2. Asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados de la ecuación (aplicar la reglas de asignación del número de oxidación).3. Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen.4. Colocar el número de electrones cedidos o ganados por cada átomo.5. Intercambiar los números de electrones (los electrones ganados deben ser igual a los electrones perdidos). Se colocan coeficientes de ser necesario. El número de electrones ganados se coloca como coeficiente del elemento que pierde electrones. El número de electrones perdidos se coloca como coeficiente del elemento que gana electrones. 6. Igualar la cantidad de átomos en ambos miembros de la ecuación. 7. Balancear por tanteo los elementos que no varían su número de oxidación.

• Ión Electrón

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN

1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos

(ácidos, bases y sales).

Ejemplo: I2 + HNO3 -------> HIO3 + NO + H2O (Molecular) 

Se pasa a forma iónica;  I2 + H+ + NO3- -----------> H

+ +  IO3-  + NO + H2O (Iónica)

2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor. I2  ------------> IO3

-

NO3- --------> NO

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : I2 ----------> 2IO3

-

NO3- ----------> NO

4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:

I2 + 6H2O --------> 2IO3-

NO3- ---------> NO + 2 H2O

5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.I2 + 6H2O -----> 2IO3

- + 12H+

NO3- + 4H+ ---------> NO + 2H2O

6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+).

I2 + 6H2O ---------> 2IO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación)

NO3- + 4H+ + 3e- ------> NO + 2H2O (reducción)

7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.

3 x (I2 + 6H2O ----->2IO3- + 12H+ + 10e-)

10x (NO3- + 4H+ + 3e- ------->NO + 2H2O)

8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.

3 I2 + 18 H2O ------->6 IO3- + 36H+ + 30 e-

10 NO3- + 40 H+ + 30 e- -------> 10 NO + 20 H2O

SUMANDO: 3I2 + 10NO3- + 4H+ --------> 6IO3

- + 10NO + 2H2O

-Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.-Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación 

Leyes Ponderale

s de la Química

1808

1785

1799

Antoine Lavoisier

Jonh Dalton

Joseph Louis Proust

Ley de Conservación de la Materia

La ley se atribuye corrientemente a Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). Fue uno de los pocos químicos de su tiempo que valoró plenamente la importancia de que el peso de los productos de una reacción química debe ser igual al peso de los reactantes, lo que coincide con los siguientes enunciados de la ley, “en cualquier cambio de estado, la masa total se conserva” o “la materia ni se crea ni se destruye en cualquier reacción química”.

Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Postula que la cantidad de materia antes y después de una transformación es siempre la misma.

Es decir: “la materia no se crea ni se destruye, sino que se transforma”. La materia, es el término general que se aplica a todo lo que ocupa espacio y posee los atributos de gravedad e inercia.

También llamada Ley de conservación de la masa o Ley de Lomonósov-Lavoisier en honor a sus creadores. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Sus enunciados se divulgaron a partir de 1789.

Ley de Proporciones Constantes o Definidas

La ley de las proporciones definidas, dice: Esta generalización también se conoce como Ley de Proust. “Los elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertas proporciones constantes, independientemente de las condiciones bajo las que se hubiese formado el compuesto.”

Si la materia esta formada por átomos la masa de sus productos será la masa de los reactivos:

Ejemplo.

Ley de Proporciones Múltiples

Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos átomos del elemento B, se comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél estén en relación de 1 : 2.

Ejemplo.

ASIGNACIÓN AL PORTAFOLIOS

RESUMEN N° 1 Fecha: 28-04-2015Tema: Pasos para el balanceo de ecuaciones por redox__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESUMEN N° 2 Fecha: 28-04-2015Tema: Reacciones Químicas__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

ORGANIZADOR GRÁFICO N° 1 Fecha: 28-04-2015

Tema: LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA

Incorporar en un diseño “CREATIVO” , indicando:

Año, Autor, Enunciado de cada Ley.Deja un espacio en cada estructura, ya que

debes incorporar la imagen de los autores en la próxima sesión.

EJEMPLO