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Módulo Química II Periodo
PROFESOR. ESTUDIANTE
Elsy Leottau Mendoza GRUPO
PERIODO: II
FECHA DEL PERÍODO
09 Abril 15 julio
GRADO
MOD No:
10
No
AREA: 2
Ciencias Naturales
META DE COMPRENSIÓN DEL AREA Reconocer la importancia de los aportes que se han hecho a cerca de la estructura de la materia que permiten tener una visión propia del comportamiento químico de las sustancias. META DE COMPRENSIÓN DEL AÑO El estudiante comprenderá: La estructura de las moléculas inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas, su capacidad de cambio y la forma de adquirir habilidades y destrezas básicas del trabajo científico, aplicarlas en la resolución de problemas.
¿ Que caracteriza a las sustancias? CONTENIDOS 1. Reacciones Químicas- Componentes-clasificación 2. Balanceo - Método de ensayo y Error -Oxido reducción -Método de la semiecuación -Método del Columpio 3. Estequiometria - Cálculos de Mol a Mol - Cálculos gramos a gramos - Cálculos mol a gramos - Reactante limite - Rendimiento y Pureza METAS DE COMPRENSIÓN DEL PERIODO El estudiante comprenderá: 1.Las diferentes formas de clasificar las reacciones químicas y los métodos que se utilizan para balancear las reacciones. 2. Cómo los cálculos de las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción, permiten reconocer diversas leyes y comprobar los cambios y transformaciones de algunos elementos y compuestos. CRONOGRAMA COMPETENCIA ESTÁNDAR
DESEMPEÑOS DE COMPRENSIÓN
La forma de adquirir habilidades y destrezas básicas del trabajo científico, aplicarlas en la resolución de problemas y en la realización de experiencias sencillas.
Describo y aplico diferentes métodos para balancear las ecuaciones químicas
FECHA
VALORACIÓN CONTINUA
9 Semanas
Orientaciones del profesor, Seguimiento de Instrucciones Revisión del ejercicio por parte del docente y socialización de los distintos puntos de vista de los educandos alrededor del tema Preguntas de comprensión lectora a fin de verificar el dominio de las principales ideas expuestas en la guía de estudio
Realizo cálculos cuantitativos en cambios químicos Identifica las características que diferencian un estado de otro.
Socialización de los conceptos básicos Pruebas escritas para valorar el grado de comprensión y responsabilidad que han tenido los educandos a lo largo del periodo
NIVELES DE META SUPERIOR. Elabora ecuaciones químicas para equilibrarlas aplicando métodos de ensayo y error y Óxido reducción
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ALTO. Clasifica las reacciones químicas según los diferentes tipos de transformación que presentan BÁSICO. Relaciona las ecuaciones químicas con la ley de la conservación de la materia y equilibra ecuaciones sencillas BAJO. Presenta dificultad para equilibrar una ecuación química SUPERIOR. Diseña problemas para calcular la masa de cualquier reactivo o producto involucrado en un cambio químico, usando las relaciones estequiométricas. ALTO. Busca el reactivo límite en una reacción por medio de la relación entre mol y coeficiente de una reacción química. BÁSICO. Calcula el porcentaje de pureza del reactivo y de rendimiento en una reacción química BAJO. Presenta dificultad para realizar cálculos estequiométricos
ORIENTACIONES DIDÁCTICAS Lee cuidadosamente cada uno de los numerales del Módulo Búscalos en tus libros y respóndelos expresándolos en palabras sencillas. Responde con responsabilidad y honestidad. Aprovecha el tiempo del trabajo personal para el desarrollo de las actividades asignadas y consulta con tu profesor las dudas al respecto. Debes llevar hojas de complemento y correcciones para un mejor aprendizaje. Baja de Internet las actualizaciones que encuentres sobre el tema y socialízalo con tus compañeros. Tener en cuenta la actitud y disposición para el trabajo. Cuando se realice una actividad se tienen en cuenta criterios como: creatividad, presentación y contenido. Cuando se realicen prácticas de laboratorio debes elaborar un informe teniendo en cuente las especificaciones dadas por el docente. Cuando el profesor lo indique se hará una evaluación escrita de los temas vistos en ella.
RECURSOS REQUERIDOS (AMBIENTES PREPARADOS PARA EL PERIODO) Salón organizado y aseado, sillas dispuestas según momentos de trabajo. Tabla Periódica, Triangulo de Pauling, materiales de Laboratorio, Guías de Laboratorio, que facilitarán la comprensión de los educandos, de los temas a tratar, además de algunas actividades extra clase sugeridas en páginas web de consulta y el trabajo individual en el Módulo de estudio.
INTRODUCCIÓN En este modulo estudiaremos las Reacciones Químicas, su concepto y la forma como se clasifican, aprenderemos a leer una reacción química aplicando las leyes Ponderales y de esta forma equilibrándolas o convirtiéndolas en Estequiométricas utilizando Métodos como el de Balanceo o Ensayo y error y el Método de Oxido Reducción, haciendo ejercicios donde se apliquen las conceptualizaciones dadas. También estudiaremos los cálculos Estequiométricos de Mol a Mol, Mol a gramos y Gramos a Gramos y con base en estos realizamos el cálculo del Reactante Límite, el Rendimiento y pureza de una reacción Química para conocer la eficiencia de dicha reacción. Estudiamos las generalidades de los Gases y la aplicación de todas sus leyes hasta llegar a la Ley general de los Gases ideales realizando ejercicios de aplicación que nos permitirán desglosar esa ley en todas sus variables para adquirir habilidad en la elaboración de problemas basados en estos principios.
MARCO TEÓRICO REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas son procesos en los que una o más sustancias se transforman en otra u otras con propiedades diferentes. Para que pueda existir una reacción química deben haber sustancias que reaccionan y sustancias que se forman. Se denominará reaccionante o reactivo a la sustancia química que reacciona. A las sustancias que se generan debido a una reacción química se les denomina sustancia resultante o producto químico. Los cambios químicos alteran la estructura interna de las sustancias reaccionantes. Generalmente, se puede decir que ha ocurrido una reacción si se observa que al interactuar los "supuestos" reaccionantes se da la formación de un precipitado, algún cambio de temperatura, formación de algún gas, cambio de olor o cambio de color durante la reacción. LA ECUACIÓN QUÍMICA La manera como se expresa una reacción química se llama Ecuación Química y está formada por Reactivos o Reactantes una flecha que se lee produce y los resultados llamados Productos. Ejemplo:
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Na + Cl Reactantes o Reactivos
NaCl Productos
En una reacción química es importante aprender a extraer o leer la información que ésta nos ofrece, el estado de los Reactantes y productos y los símbolos que se utilizan la flecha hacia arriba indica que es un gas, la flecha hacia abajo indica sólido que se separa de una solución y se llama precipitado. En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas. HCl
+ NaOH reactivos
→
NaCl
+ HO productos 2
Características de la ecuación: 1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) ) 2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos. Estos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos. EJEMPLO: → 6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2 luz solar 3. Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen EJEMPLO: 2H(g)
+
5. Si hay una delta sobre la flecha EJEMPLO: KClO3
O2(g)
→
2H2O (l)
+
136 kcal
indica que se suministra calor a la reacción; KCl
+
O2
Al analizar una reacción química es muy importante tener en cuenta : Ley de la conservación de la masa ( ley de Lavoisier)Esto quiere decir, que, en toda reacción química la masa total de las sustancias químicas reaccionantes tiene que ser igual a la masa total de los productos químicos. Efectivamente, la ley de la conservación de la masa establece que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma. 2 Na + Cl2 2NaCl o sea 2 (23gr) 46 gr + 71 gr 117 gr Ley de las proporciones definidas ( Ley de Proust) Otro aspecto que se debe tomar en cuenta al analizar las reacciones química es que en una reacción química las sustancias reaccionan en proporciones fijas de masa. El químico francés Joseph Louis Prost enunció este fenómeno de la siguiente manera:"Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una relación fija de masa". Este principio en el comportamiento de la reacción química trae como consecuencia que, como las sustancias químicas siempre reaccionan en la misma proporción, si uno de los reaccionantes se encuentra en exceso con respecto al otro, el exceso no participará en la reacción. Esta ley tiene, también, un corolario que expresa:"Todo compuesto químico en estado de pureza contiene siempre los mismos elementos en una proporción constante de masa". A este corolario se le denomina: Ley de la composición Constante, ejemplo el SO2 está formado por un átomo de Oxígeno y dos átomos de azufre o sea
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50% de azufre y 50% de Oxigeno. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES ( Dalton) Esta ley establece que cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del otro elemento en los diferentes compuestos guardan una relación de números enteros pequeños ejemplo : H2 + O 2 H2O H2 + O 2 H2O2 La masa del oxigeno ( 16 gr y 32 gr) que se unen con 1 gr de H está e una relación sencilla 1:2. Las reacciones química suceden continuamente en nuestra vida cotidiana lo que implica la transformación de unas sustancias en otras de naturaleza diferente. Un ejemplo de reacción química es la combustión de la gasolina en un carro, la corrosión del hierro, el proceso de fotosíntesis.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en: NOMBRE
EXPLICACIÓN
EJEMPLO
Composición o síntesis
Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto
2CaO(s) +
H2O(l)
Descomposición o análisis
Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula :
2HgO (s) →
2Hg(l) +
Neutralización
En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.
H2SO4 (ac)
Desplazamiento
Un átomo sustituye a otro en una molécula
CuSO4 +
Fe
Intercambio o doble desplazamiento
Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan
K2S
MgSO4
→
O2(g)
+ 2NaOH(ac)→
+
Ca(OH)2(ac)
Na2SO4(ac)+
2H2O(l)
→
FeSO4
+
Cu
→
K2SO4
+
MgS
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Sin transferencia de electrones
Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones.
Reacciones de doble desplazamiento
Con transferencia de electrones (REDOX)
Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos.
Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento
Reacción endotérmica
Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.
2NaH
Reacción exotérmica
Es aquella que desprende calor cuando se produce.
2C ( grafito)
2Na(s)+
+
H2(g) →
H2(g)
C2H2 (g)
ΔH=54.85 kcal
CONCEPTOS CLAVES Debes dominar los conceptos reacción química, ecuación química, formas de leer una ecuación química, clases de reacciones químicas.
EJERCICIO I 1. 2. 3. 4.
¿ Qué es una Reacción Química? ¿ Qué es una Ecuación Química? Da ejemplo e indica las partes que la componen. ¿ Cuántas clases de reacciones química hay? Da ejemplos y explícalos. Tomando como base las siguientes ecuaciones químicas responde: a. PbCl2 ( a c) + H2S ( a g )
b.2AgBr( s) + Cl2(g)
PbS + 2HCl(a c ) 2 AgCl(s) + Br2
¿ Cuáles son los productos? ¿ Cuáles son los Reactantes? ¿ Cuál es el estado de los Reactantes y de los productos? ¿ Qué indica la flecha? 5. Clasifique las siguientes ecuaciones según corresponda: 6. a. N2 + 3H2 2 NH3 b. CaCl2 + 2NaOH Ca(OH)2 + 2 NaCl c. 2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O
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d. 2NO + O2 2NO2 e. 2 FeCl3 + H2SO4 Fe2( SO4)3 + 6 HCl f. H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O g. C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 MARCO TEORICO BALANCEO DE ECUACIONES POR SIMPLE INSPECCION O ENSAYO Y ERROR Una ecuación balanceada o estequiométrica muestra el mismo número de cada tipo de átomos a ambos lados de la flecha. Las ecuaciones no estequiométrica se pueden balancear por simple inspección por tanteo y por el número de oxidación. El método de tanteo o de simple inspección se utiliza para balancear ecuaciones sencillas en las cuales el número de elementos que intervienen en la reacción no es muy grande. Es necesario tener presente que para balancear una ecuación las fórmulas con sus subíndices son constantes y lo que puede cambiar son los coeficientes o moles , ejemplo: Al + Cl2 AlCl3 Observemos que en los Reactivos existen 2 átomos de Cloro y en los productos 3, indicándonos esto que reaccionó más de una molécula de Cloro. ¿ Cuántas moléculas de cada átomo reaccionaron? Si se le antepone un 2 a la molécula de AlCl3 queda: Al + Cl2 2 AlCl3 Esto da como resultado 2 átomos de Aluminio y 6 átomos de Cloro en los productos, por lo cual es necesario colocarle un 2 al aluminio y 3 al cloro de los Reactivos y queda balanceada la ecuación. 2Al + 3Cl2 2 AlCl3 lo cual demuestra que para balancear la ecuación anterior eran necesario 2 átomos de aluminio + 3 átomos de Cloro en los Reactantes para producir 3 moléculas de Tricloruro de Aluminio. CONCEPTOS CLAVES Debes dominar la forma como se balancea una ecuación por tanteo o simple inspección. EJERCICIO II Consigna en tu cuaderno: 1. ¿Cuándo una ecuación es Estequiométrica? 2. ¿ Cómo se puede convertir una ecuación no estequiométrica en estequiométrica? 3. De las siguientes ecuaciones ¿ Cuáles son estequiométrica y cuáles no? Balancee por tanteo, las que no sean estequiométrica. a. K(s) + Cl2 (g) b. PbO2
KCl(s) Pb(s) + O2(g)
c. Fe2O3(s) + Al(s) d. Cu(s) + O2(g)
Al2O3(s) + Fe(s) CuO(s)
e. Na(s) + ZnSO4(ac)
Na2SO4(ac) + Zn(s)
4.Balancee por tanteo las siguiente ecuaciones: a. Fe(s) + O2 (g)
Fe2O3(s)
b. P4(s) + Cl2(g)
PCl3 (l)
c. K(s) + N2(g)
K3N(s)
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d. B(s) + Cl2(g)
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BCl3(l) MARCO TEÓRICO BALANCEO DE ECUACIONES POR OXIDO REDUCCIÓN
El método óxido reducción es el más importante para ajustar ecuaciones. Las reacciones de oxidación y reducción suceden simultáneamente. Toda reacción de oxidación está acompañada de una reacción de reducción. Estas reacciones se llaman comúnmente redox ( reducción – oxidación) OXIDACIÓN: Es la pérdida de electrones, acompañada de un aumento en el número de oxidación. REDUCCION: Es la ganancia de electrones acompañada de una disminución en el número de oxidación. AGENTE OXIDANTE: Es el elemento o compuesto que capta electrones para reducirse. Los no metales se comportan como oxidantes y los halógenos y oxígeno son agentes oxidantes muy enérgicos. AGENTER REDUCTOR. Es el elemento o compuesto que cede electrones oxidándose. Ejemplo: igualar la siguiente ecuación por el método del número de oxidación: Ejemplo: igualar la siguiente ecuación por el método del número de oxidación: KCLO3 + KI + H2O KCl + I2 + KOH 1. Paso colocar los números de oxidación en cada elemento +1
K
Cl
+5
O3
-2
+1 -1
+K I
+ H2
+1
-2
+1
O
K
-1
Cl + I2
o
2. La ecuación anterior expresa que el cloro cambia de Cl REDUCE OXIDA -8 -7 -6-5-4 -3-2 0 1 2 3 4 5 6 7 8
3. Cl
+5
-1
+6e
-1
I –1e -
-
-2
+5
+1
-1
a Cl y el I
-1
Reduce Cl
Oxida
2(I -1e )
+1
+K O H
-
0
I2 como son dos átomos se coloca
Oxida
I2
0
-1
2I – 2e
Oxida
I2
0
as semiecuaciones son: Cl
+5
+ 6e
-1
2I – 2 e
Reduce
Cl
Oxida
I2
-1
0
4.Como el número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos es necesario multiplicar la semiecuación de I por 3 . Reduce +5 -1 Cl + 6e Cl Oxida
-1
6I – 6e -1
3I2 -1
0
-1
0
Cl + 6 I Cl + I2 5.Como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación se asignan factores que se utilizaron para que el número de electrones fuera igual. +5
-1
0
KCl O3 + 6KI +H2O KCl + 3 I2 + KOH 6.Se termina de balancear por ensayo o error teniendo en cuenta que la cantidad de elementos que entraron son iguales a los que salen pues faltan por equilibrar el K, hidrogeno y oxígeno. Para equilibrar el K se multiplica x6 el KOH y el agua multiplicado por 3, o sea: KClO3 + 6KI + 3H2O KCl + 3I2 + 6KOH Este ejercicio también se puede balancear por el método del columpio o de la flechas que consiste en:
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1. Paso Se copia la ecuación y se colocan los números de oxidación y se borran los que no cambian +1 +5 -2 +1 -1 +1 -2 +1 -1 0 +1 -2 +1 K Cl O3 + K I + H2 O K Cl + I2 + K O H KCl
+5
-1
-1
O3 + KI + H2O
0
KCl + I2 + KOH 6e 6e
1e 2e
2e
6e
6e se amplifica por 2 y queda 1e 3e -1 +5 0 -1 2 Paso el Cl paso a Cl se oxida perdió 6 electrones se representa con una flecha ( pierde e ). El I pasó a I se -1 reduce gana 1 electrón se representa con una flecha ( gana e ) se saca el total de electrones 6 para Cl y 2 electrones 0 -1 0 para I como es divisible por 2 quedan 1 electrón para Cl y 3 electrones para I2 estos son los coeficientes para los productos que es el lado donde se empieza a balancear en este caso por que depende del lado donde se encuentre el total de electrones para los elementos que cambien. 0 KClO3 + 6 KI + 3H2O KCl + 3 I2 + 6KOH Como salen 6 Iodos en los productos, se coloca 6 en los reactivos delante de KI entonces del lado de los reactivos hay 7 potasios se colocan 6 delante de KOH y se termina de balancear por ensayo y error de tal manera que la misma cantidad de sustancia que entra es igual a la que sale.
CONCEPTOS CLAVES Debes dominar los conceptos oxidación- reducción, agente oxidante, agente reductor y saber utilizar el método de oxido reducción. EJERCICIO III Consigna en tu cuaderno: 1. ¿ Qué es reducción? 2. 2Qué es oxidación? 3. Defina agente oxidante y agente reductor 4. Para las siguientes ecuaciones escriba las semirreacciones de oxidación y reducción e indique cual es el agente oxidante y el reductor y balance las ecuaciones. 0
a. Al
+2
+3
+ Pb -2
b. (SO4) + Zn c. HNO3 + HI d. I2O3 + CO
Al 0
+ Pb +2
Zn
0
+ SO2
NO + I2 + H2O I2 + CO2
f. H2 + O2 H2O 5. Balancee las siguientes ecuaciones por oxido reducción, por el método de la semirreacción y por el método de las flechas, a. BaCO3 + C + H2O CO + Ba (OH)2 b. MnCl2 + Br2 + NH4OH MnO2 + NH4Cl + NH4 Br + H2O c. MoO3 + Zn + H2SO4 MoO3 + ZnSO4 + H2O d. H2SO4 + Cu CuSO4 + SO2 + H2O e. HNO2 + HI NO + I2 + H2O
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ACTIVIDAD EXTRACLASES Investiga si hay ecuaciones Redox en donde se oxidan o reducen mas de un elemento al mismo tiempo. Ejercicios de mayor complejidad Balancea por el método de las flechas o columpio 1. CrI3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KIO4 + KCl +H2O 2. CrI3 + Cl2 + NaOH Na2CrO4 +NaIO4 + NaCl + H2O 3. FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 4. Sb2S3 +HNO3 Sb2O5 + NO2 + S + H2O 5. Sb2S3 +HNO3 H3SbO4+ SO2 + NO2 + H2O 6. Cr2S3 + Mn(NO3)2 + Na2CO3 NO + CO2 + Na2CrO4 + Na2 MnO4 + Na2SO4 MARCO TEÓRICO CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Las ecuaciones balanceadas o estequiométricas, son la base para hacer cálculos y resolver ejercicios numéricos a cerca de cantidades de productos que pueden obtenerse a partir de una cantidad dada de reactivos. Para realizar estos cálculos se requiere saber interpretar cuantitativamente las ecuaciones en términos de número de moles, y número de gramos, y también si hay gases, los cálculos estequiométricos implican también relaciones de volumen. Una ecuación se puede interpretar en términos de moles, Ejemplo; CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O se pueden escribir expresiones de “ Igualdad” para relacionar los moles de los reactivos entre si, los moles de los reactivos, con los moles de un producto usando los coeficientes de los productos entre si. 1 mol de CH4 = 2 moles de O2 1 mol de CO2 = 2 moles de H2O 1 mol de CH4 = 1 mol de CO2 2 moles de O2 = 2 moles de H2O Estas igualdades, se pueden expresar como factores de conversión así: 1mol de CH4 2 moles O2 1 mol de CO2 1mol de CH4 1mol de CO2
2 moles H2O
2 moles H2O
2 moles de O2
Ejemplo; Establezca la razón molar del KClO3 a Oxígeno en la siguiente ecuación: 2 KClO3 KCl + 3 O2 Como los coeficientes de la ecuación balanceada dan igualdad entre los moles de éstas sustancias entonces la razón molar es: 2 moles de KClO3 2 moles de O2 Calcule los gramos de KClO3 2KClO3
que se requieren para producir 9 moles de oxígeno, según la ecuación:
2KCl + 3 O2
grs de KClO3 = X 9 moles O2
2 moles KClO3
1 mol KClO3 K= 39 gr Cl = 35,5 gr O3 = 48gr 122,5 gr
1 mol KClO3
1222,5 gr KClO3
3 moles O2
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1 mol O2
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32 gr KClO3
9 moles O2 x 2 Moles KClO3 x 122,5 gr KClO3 = 739 gr KClO3.. 3 Moles O2 1 Mol KClO3
CONCEPTOS CLAVES Debes saber interpretar las ecuaciones estequiométricas y realizar ejercicios de relaciones de moles, moles y gramos y gramos. EJEERCICIO IV Responde y consigna en tu cuaderno; 1. Interprete las siguientes ecuaciones en términos de moles y gramos. a. 2 AsH3 2As + 3H2 b. C + O2 CO2 c.3H2 + N2 2NH3 2.
Con base a la siguiente ecuación: 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3 a. ¿ Es una ecuación estequiométrica? b. ¿ Cuántas moles de oxígeno se requieren para oxidar 4 moles de hierro? c. Cantidad en gramos de cada reactivo y del producto. 3. La obtención industrial del amoníaco a partir de sus elementos, se representa por la siguiente ecuación: 3H2 + N2 2NH3 a. Calcule cuántas moles de amoníaco se obtienen a partir de 9 moles de hidrógeno b. Calcule cuántos moles de hidrógeno se requieren para producir 0,5 moles de amoníaco. 4. El yoduro de potasio se puede obtener a partir de sus elementos, por la siguiente reacción: 2 K + I2 2 KI Calcule cuántos gramos de KI se pueden obtener a partir de 100 gramos de K.
ACTIVIDAD EXTRACLASES Diseña un taller de ejercicios aplicando las relaciones en términos de Moles, gramos y moles y gramos.
MARCO TEÓRICO REACTANTE LÍMITE Cuando en una ecuación química se tienen varias cantidades de reactivos, es preciso determinar cuál es el reactivo que indica cuanta cantidad de producto se puede obtener o sea cual es el reactante o reactivo límite. Ejemplo: Calcule cuántos gramos de fosfato de calcio se pueden producir a partir de la reacción entre 100 gr de CaCO 3 y 70 gr de H3PO4, si la ecuación balanceada es: 3CaCO3 + H3PO4
Ca(PO4) + 3CO2 + 3 H2O
gr de Ca3(PO4)3 = Cantidad requerida 100 gr de CaCO3 = Cantidad dada de reactivo 70 gr H3PO4 = Cantidad dada de reactivo 1.Paso. Relaciones y Factores Molares 3 Moles CaCO3 1 Mol de H3PO4 1 Mol CaCO3 1 Mol H3PO4 1.
1 Mol Ca3(PO4)3 1 Mol Ca3(PO4)3 100 gr CaCO3 98 gr H3PO4
Paso . Calcular el # de moles de cada reactivo 1 Mol CaCO3 100 gr de CaCO3 X = 1 Mol CaCO3
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100 gr CaCO3
1 Mol H3PO4 70 gr H3PO4 x
= .0.71 Mol H3PO4 98 gr H3PO4
3 Paso. Para calcular el reactivo límite se calcula el # de moles del producto requerido a partir de los moles de cada reactivo y la razón molar es así: 1 Mol Ca3(PO4)2 1 Mol CaCo3 x = 0.33 Moles de Ca3(PO4)2 3 Mol CaCO3 1 Mol Ca3( PO4)2 0,71 Mol H3PO4 x = 0,35 moles Ca3(PO4)2 1 Mol H3PO4 Como el reactivo límite es aquel que produce el menor número de moles del producto en este caso, el menor número de moles de Ca3(PO4)2 e produce a partir de 1 Mol de CaCO3 por lo tanto este es el reactante límite, y 0,71 moles de H3PO4 es el reactivo en exceso. 2 Utilizando el calculo en moles de Ca3(PO3) o sea: 310 gr Ca3(PO4)2 0.33 moles Ca3(PO4)2 x
= 103.6 gr Ca3(PO4)2 . 1 Mol Ca3(PO4)2
CONCEPTOS CLAVES Debes dominar conceptos de reactante limite, reactivo en excesos, unidades en las que se expresa el reactante limite. EJERCICIO V Resuelve los siguientes problemas: 1. El cloro y el metano reaccionan para formar e cloroformo, según la siguiente reacción: CH4 + 3 Cl2 CHCl3 + 3HCl Para cada uno de los siguientes casos, establezca cuál es el reactivo límite. a. 1,5 moles de Cl2 y 1,5 moles de CH4 b. 2,0 moles de Cl2 y 3,0 moles de CH4 2. Dada la siguiente ecuación estequiométrica: CaH2 + H2O Ca(OH)2 + 2H2 Establezca en cada caso, cuál es el reactante límite: a. 10gr de CaH2 y 50gr de H2O b. 1 Kilogramo de CaH2 y 3 Kilogramos de H2O 3. El nitruro de magnesio se produce mediante la reacción: 3Mg + N 2 Mg3N2 ¿ cuánto nitruro se produce a partir de 126 gr de Mg y 82 gr de N2 ? ¿Cuál es el reactivo en exceso y cuánto queda? 4. Cuando se calienta Cu en presencia de S, se produce Cu2S. ¿ Cuánto sulfuro de cobre, Cu2S, se produce a partir de 100 gr de Cu y 50 gr de S? 2Cu + S Cu2S ¿ Cuál es el reactivo límite. ACTIVIDAD EXTRACLASES Afianza el tema dada realizando ejercicios sobre reactante límite diferentes a los dados en clases MARCO TEORICO RENDIMIENTO Y PUREZA La cantidad máxima en gramos de un producto que se obtiene a partir de una cantidad del reactante límite con base en una ecuación balanceada, se llama rendimiento teórico, el cual es necesario para calcular el porcentaje de rendimiento de una reacción que es:
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Rendimiento real % rendimiento =
x 100 Rendimiento teórico El rendimiento real se determina experimentalmente. Hay que tener presente que para llevar a cabo una reacción química, no se cuenta con reactivos puros. Generalmente están Acompañados de impurezas. Antes de hacer los cálculos estequiométricos en las reacciones es preciso calcular la cantidad de reactivo puro existente. Ejemplo. Calcule el rendimiento teórico de AlCl3 para la reacción de 3 moles de Al en la ecuación: 2Al + 3Cl2 2 AlCl3 Rendimiento teórico de AlCl3 = X 3 Moles de Al= cantidad dada 2 moles Al 2 moles de AlCl3 1Mol de AlCl3 135.5 grs ALCl3 Cuando solo se dan las moles de Al o del elemento que de el ejercicio, este corresponde al reactante límite y el otro reactivo está en exceso en este caso Cl2. 2 moles AlCl3 3 moles Al x
133,5 gr AlCl3 x
2 moles Al
= 400,5 gr AlCl3 1 mol AlCl3
Suponga que en el anterior ejercicio la cantidad real de AlCl3 fue 400 gr. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? Rendimiento real % rendimiento = x 100 Rendimiento teórico 400 gr AlCl3 % rendimiento = x100 = 99.8 % 400,5 gr AlCl3 Cuántos gramos de ácido clorhídrico se obtienen por la reacción de 400 gr de NaCl de 80% de pureza con un exceso de H2SO4? Cuál fue el rendimiento de la reacción, si se recogieron 190 grs de HCl. 2NaCl + H2SO4
Na2SO4 + 2 HCl
grs de HCl = X 400 gr NaCl 80% de pureza 190 gr HCl Rendimiento Real Se debe calcular la cantidad de HCl puro o sea: 80gr puro 36000 400gr NaCl impuro x = = 320 gr NaCl puro 100 gr puro 100 2 moles NaCl 1 mol NaCl
2 moles HCl 58,5 gr NaCl 1 mol NaCl 320 gr NaCl x = 5,47 moles NaCl 58,5 gr NaCl
Módulo Química II Periodo
2 moles HCl 5,47 moles NaCl x
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36,5 grs HCl x
2 moles NaCl
= 199.65 gr HCl 1 mol HCl
Rendimiento real % rend =
X 100 Rendimiento teórico
190 gr HCl % rendimiento =
x100= 95,1 % 199,6 gr HCl
CONCEPTOS CLAVES Debes dominar los conceptos de rendimiento de la reacción, rendimiento teórico y rendimiento real y aprender a realizar los ejercicios. EJERCICIO VI Responde : 1. 2.
A que es igual el porcentaje de rendimiento de una reacción. El sulfuro de plomo se descompone en presencia de peróxido de hidrógeno, para producir sulfato de plomo y agua. Según la reacción: PbS + 4H2O2 PbSO4 + 4 H2O Cuál es el rendimiento teórico de PbSO4 a partir de 0,16 gr deH2O2 3. El Benceno reacciona con el HNO3 para producir nitrobenceno según la reacción: C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O Si en un proceso de nitración de benceno se obtuvieron 36 gr de nitrobenceno a partir de 312gr de C6H6. ¿ Cuál es el porcentaje de la reacción,. Calcule la cantidad de nitrobenceno que se produce a partir de 30 gr de benceno en la reacción anterior si su rendimiento es del 70%. 4. Cuándo se hacen reaccionar 70 gr de hidróxido de calcio con 108 gramos de H3PO4 se obtuvieron 90,4 gr de fosfato de calcio. ¿ Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? 3Ca(OH)2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + 6H2O 5. Cuántos gramos de Na2SO4 se pueden producir a partir de 750 gr de NaCl de 88% de pureza? 2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl 6. un mineral de zinc, ZnS contiene 80% de Zn. Calcule cuántos gramos de oxígeno se requieren para reaccionar con 450 gr de mineral. ¿ Cuántas moles de SO2 se forman? 2ZnS + 3 O2 2ZnO + 2SO2
ACTIVIDAD EXTRACLASES Investiga en internet o en el texto que prefieras ejercicios sobre rendimiento y pureza BIBLIOGRAFÍA Y DIRECCIONES ELECTRÓNICAS (PARA PROFUNDIZAR ) es.quimica.wikia.com http://www.bioygeo.info http://www.cespro.com www.luventicos.org/articulos Química y Ambiente 10 MacGraw Hill Química 10 Educar Editores
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