MODULO QUIMICA

TERCER PERIODO

Estudiantes: Laura Catalina Beltrán Díaz

Natalia Rodríguez Melo

Institución Educativa Exalumnas de la presentación

Química

Decimo

Ibagué – Tolima

2016

TABLA DE CONTENIDO

INTRODUCCION

OBJETIVOS

1. BALANCEO

1.1. Balanceo por Oxido reducción

1.2. Ejercicios

2. ESTEQUIOMETRIA

2.1 Explicacion

2.1.1 Ejercicios

2.2Reactivo limite

2.2.1 Ejemplos

3. Rendimiento

3.1 Ejemplos

4. Rendimiento con reactivos limitantes

4.1 ejemplos

5.Ejercicios estequiometria

6. factor molar

INTRODUCCION

Atraes de la química ( ciencia empírica. Ya que estudia las cosas, por medio del método

científico. O sea, por medio de la observación, la cuantificación y por sobre todo, la

experimentación. En su sentido más amplio, la química, estudia las diversas sustancias

que existen en nuestro planeta. Asimismo, las reacciones, que las transforman, en otras

sustancias) podemos ayudar a nuestra mente a ponerse nuevos retos y dar más de si

mista, ya que esta ciencia nos ofrece que nuestras capacidades puedan avanzar atraves

de diferentes ejercicios .La estequiometria y el balanceo nos permiten poner en practica

distintos conocimientos que hemos creado atraves de otras áreas como son la física y

también las matemáticas ya que para hacer este tipo de ejercicios debemos tener muy

claro cómo hacer distintos procesos .Además se debe tener en cuenta un aprendizaje

total de números de oxidación y también total concentración y entrega a la hora de

realizarlos.

OBJETIVOS

1. Dar conceptos claros de los temas que se desea sean aprendidos y puestos en

práctica de una manera excelente

2. Realizar ejercicios de cada uno de los temas para así dar claridad de estos y además

poner en práctica los conceptos ya antes vistos

BALANCEO Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o

moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de

conservación de la masa.

Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son

números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la

cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben

confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya

que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los

coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los

subíndices, se originan sustancias diferentes.

SE DEBE TENER EN CUENTA A LA HORA DE BALANCEAR:

• Conocer las sustancias reaccionantes y productos.

• Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.

• Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.

• El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente

forman agua (sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se

realiza en solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.

EJEMPLO

2 H2SO4

Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)

En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos

de oxígeno.

METODOS DE BALANCEO

1) Ensayo y Error o Tanteo.

2) Mínimo Común Múltiplo.

3) Coeficientes Indeterminados o Algebraico.

• Algunos elementos cambian su valencia:

4) REDOX

5) Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.

BALANCEO POR EL METODO DE

OXIDO REDUCCION

Describiremos el método de balanceo de una ecuación química por el método Redox.

Recordemos que el balanceo de una ecuación química no es más que hacer cumplir que

el número de de átomos en un lado de la ecuación sea igual al número de átomos del

otro lado.

EXPLICACION ATRAVES DE UN EJEMPLO

Balancear la siguiente reacción química:

Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos:

1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos

los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento,

su correspondiente valor

2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué

elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente

forma:

3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0.

Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo,

al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe

multiplicarse por 2.

4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de

-2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho

de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como

molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.

5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de

electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de

oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:

6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero

cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:

7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un

coeficiente 4 al agua:

8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más

pequeños:

Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes

definiciones:

Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.

Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.

Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el

lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua

actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como

agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.

Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones

transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual

al número de electrones ganados en la reducción.

e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción

e- transferidos = 4e- = 4e-

Ejemplo 2

Balancear la siguiente reacción química:

Nuevamente, podemos aplicar seguir los siguientes pasos:

1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos

los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento,

su correspondiente valor

2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué

elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente

forma:

3. El estaño se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +4 a +3

ganando un electrón.

4. Observe que el nitrógeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación

de -3 a 0. Esto quiere decir que el nitrógeno pierde tres electrones. Del lado

derecho de la ecuación aparece el nitrógeno en su estado fundamental (N2)

como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.

5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de

electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de

oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:

6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero

cruzados. El 6 será el coeficiente del cloruro de estaño (III) y el 1 el coeficiente

del nitrógeno:

7. El resto de sustancias se balancean por tanteo:

8. Esta ecuación ya no se puede simplificar.

Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes

definiciones:

Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce: SnCl4

Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida: NH3

Electrones transferidos:

e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción

e- transferidos = 6e- = 6e-

ESTEQUIOMETRIA La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas

tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la

atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una

mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en

combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría .

Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la leyde la

conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante

una reacción química.

Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la

reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente

consisten en una reordenación de los átomos.

Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada

elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada

Pasos que son necesarios para escribir

una reacción ajustada:

1.Se determina cuáles son los reactivos y los productos.

2.Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los

productos.

3. Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de

cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números

enteros.

REACTIVO LIMITE

El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determinada, da a

conocer o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración

específica o limitante.

Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometria se emplea para saber

los moles de un producto obtenido a partir de un número conocido de moles de un

reactivo. La relación de moles entre el reactivo y producto se obtiene de la ecuación

balanceada.

Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran

en cantidades estequiometricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica

su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente,

mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume

en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la

cantidad total del producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se

detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.

La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se

denomina rendimiento teórico de la reacción.

El concepto de reactivo limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo,

el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción,

aprovechándose así al máximo.

EJEMPLO

Sólo es recomendable en el caso de que el rendimiento de la reacción sea del 100%. En

otro caso es conceptualmente más correcto usar el Método 1.

Este método consiste en el cálculo de la cantidad esperada de producto en función de

cada reactivo.

Se permite que reaccionen 3g de dióxido de silicio y 4,5g de carbono a altas

temperaturas, para dar lugar a la formación de carburo de silicio según la ecuación:

Para encontrar el reactivo limitante debemos comparar la cantidad de

producto que se obtiene con la cantidad dada de reactivo por separado. El

reactivo que produzca la menor cantidad de producto es el reactivo limitante.

El reactivo limitante es, en este caso, el dióxido de silicio.

Rendimiento

Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se

consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.

La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica

máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante

se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento

teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente

rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá

la siguiente desigualdad

Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico

Razones de este hecho:

es posible que no todos los productos reaccionen

es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto

deseado

la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el

rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de

rendimiento y se define así:

Ejemplo:

La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción,

produce 8,2 g de S. ¿Cual es el rendimiento?

(Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).

En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.

1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que

puede obtenerse a partir de 6,8 g de H2S.

(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g

2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se

multiplica por 100.

(8,2/9,6) x 100 = 85,4%

Rendimiento con Reactivos

Limitantes

Ejemplo:

La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g

de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento?

(Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)

En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles

de SbCl3.

1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:

Peso Molecular del Sb4: 487,2

número de moles de Sb4 = 3/487,2 = 0,006156

Peso Molecular del Cl2: 70,9

número de moles de Cl2 = 2/70,9 = 0,0282

2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La

relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:

0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6

de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282

moles de Cl2.

3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de

SbCl3 que puede obtenerse con 2,00 g de Cl2 (el reactivo limitante).

4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y

multiplicar por 100.

(3,65/4,29) x 100 = 85,08%

EJERCICIOS DE

ESTEQUIOMETRIA

1. ¿Qué cantidad de Clorato de potasio , en moles, se requieren para producir 6 moles de Oxigeno?

n Buscada: KClO3

n Conocida: O2

n: 6 moles O2

2.¿Cuantos moles de Cloro molecular se necesitan para producir 1,74 moles de

Dicloruro de Diazufre?

n Buscada: Cl2

n Conocida: S2Cl2

n: 1,74 moles S2Cl2

3. ¿Cuantos moles de tricloruro de fosforo se necesitan para producir 0.52 moles de

ácido clorhídrico?

n Buscada: PCl3

n Conocida: HCl

n: 052 moles Hcl

4. ¿Cuantos moles de Cloro molecular se necesitan para hacer reaccionar 4 moles de

Dicloruro de hierro?

n Buscada: Cl2

n Conocida: FeCl2

n: 4 moles FeCl2

5. ¿Cuantos moles de Oxígeno molecular se necesitan para producir 7 moles de Óxido

de Magnecio?

n Buscada: O2

n Conocida: MgO

n: 7 moles MgO

Metodo Factor Molar

1. Cuando se quema una muestra de gasolina que contiene 38,5 moles de octano

(C8H18) ¿Cuántos moles de gas carbonico se producen?

Se producen 308 moles de Co2 cuando se queman 38,5 moles de C8h18

2. A partir de la ecuación anterior ¿Cuántos moles de agua se forman por la quema de

38.5 moles de octano?

Se forman 346,5 moles de H2O cuando se queman 38,5 moles de C8H18.

3. Calcula el número de moles de sulfuro plumboso (PbS) que se necesitan para hacer

reaccionar 4,3 moles de oxígeno molecular

Se necesitan 2,86 moles de Sulfuro Plumboso para hacer reaccionar 4,3 moles

de Oxígeno Molecular