GUIA DIDÁCTICA DE TRABAJO AUTÓNOMO
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1. DATOS GENERALES
Asignatura:
QUIMICANombre del docente:
OSCAR MARIN PADILLACurso(s):
10° A-B-CCorreo electrónico:
[email protected]Periodo:
TERCEROTeléfono:
3126091292Duración de trabajo de la guía:
2 mesesFecha de devolución:
Según Cronograma2. COMPETENCIAS Y APRENDIZAJES ESPERADOS
Núcleo temático:
REACCIONES QUIMICAS Y ESTEQUIOMETRIADBA:
Comprende que los diferentes mecanismos de reacción química (oxido-reducción, descomposición, neutralización y precipitación) posibilitan la formación de compuestos inorgánicos.
Tema:
Balanceo de Oxido-Reducción y Cálculos estequiometricos.Indicador de
desempeño:
Realiza cálculo estequiométricas con la ecuación balanceada determinando el reactivo límite, pureza y rendimiento de la reacción.
3. METODOLOGÍA:
La presente guía de aprendizaje combina en su metodología los aspectos fundamentales del modelo pedagógico de la PEMIS, el sistema institucional de evaluación, las orientaciones del modelo de aprendizaje autónomo y las orientaciones de la Circular N° 00018 de 2020 de la Secretaría de Educación en relación a la ruta de educación a distancia.
4. DESCRIPCION DETALLADA DE ACTIVIDADES, EVALUACION Y CRONOGRAMA
PRIMERA ACTIVIDAD
INICIO:
MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los siguientes términos.
Número de oxidación y reacciones de redox
DESARROLLO DE LA TEMÁTICA:
A partir del número de oxidación, es posible, en forma sintética, estudiar las reacciones redox. En la reacción: H2 + O2 H2O
Los estados de oxidación para los elementos son: H20 +O2 H2+1O-2
El estado de oxidación del hidrógeno pasó de 0 a +1 y el del oxígeno de 0 a - 2, cuando la ecuación se lee de reactivos (izquierda) a productos (derecha).
KClO3 KCl + O2 los números de oxidación para los elementos son: K+1Cl+5O-2
3 K+1Cl-1 + O02
El estado de oxidación del cloro pasa de +5 a -1 y el estado de oxidación del oxígeno pasó de - 2 a 0. Analicemos estos cambios sobre la recta numérica:
Relacionando esta variación de estados de oxidación con la recta de los números naturales en la que se ubican los números positivos a partir de cero hacia la derecha los negativos hacia la izquierda, se observa que, cuando el hidrógeno pasa de cero a +1 en la reacción anterior y el oxígeno de -2 a cero, en la descomposición del clorato de potasio, hay un aumento en el número de oxidación, como se indica en la parte superior de la figura con las flechas hacia la derecha. En cambio, cuando el oxígeno pasa de cero a -2 y el cloro de +5 a -1, se presenta disminución en el estado de oxidación, como se ve en la misma figura, parte inferior con flechas hacia la izquierda.
Se dice que el hidrógeno y el oxígeno, que han aumentado su numero de oxidación en la primera y segunda reacciones. Respectivamente se han oxidado mientras que el oxigeno y el cloro, también en la primera y segunda reacciones, que han disminuido su estado de oxidación. se han reducido. En general, cualquier aumento en el estado de oxidación se denomina oxidación Y cualquier disminución en el estado de oxidación se llama reducción. De esta manera, oxidación y reducción son dos conceptos opuestos. Dentro de una reacción, el elemento cuyo estado de oxidación aumenta, se dice que se ha oxidado o que es el elemento que se oxida, y el elemento cuyo estado de oxidación disminuye, se dice que se ha reducido
o que es el elemento que se reduce.
En las ecuaciones que se están analizando: H20 +O2 H2+1O-2 K+1Cl+5O-2
El hidrógeno en la primera ecuación y el oxígeno en la segunda son los elementos que se oxidan, mientras que el oxígeno en la primera reacción y el cloro en la segunda son los elementos que se reducen.
Nótese que, en la primera ecuación, mientras el hidrógeno se oxida (aumenta su estado de oxidación de cero a +1), el oxígeno se reduce (disminuye su estado de oxidación de cero a -2).
En la segunda ecuación, el oxígeno se oxida, aumenta su estado de oxidación de 2 a cero, mientras que el cloro se reduce, es decir, disminuye su estado de oxidación de +5 a -1.
En las dos ecuaciones, mientras un elemento se oxida, el otro se reduce; no se dan por separado los fenómenos de oxidación y reducción, sino que el uno implica el otro: en general, toda oxidación implica una reducción, como ya se mencionó.
Como los procesos de óxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.
El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente: (a) Se escribe la ecuación del proceso. Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.
Mn+4O
2-2 + H+1 Cl-1 → Mn+2Cl2-1 + Cl20 + H2+1O-2
(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.
Mn+4 - 2e- → Mn+2
2Cl-1 + 2e- → Cl 20
(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.
(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.
MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
(e) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
EJEMPLO:
Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación
(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.
alación de electrones es como sigue:
N+5 + 3e- → N+2 ( cambio de -3 ) ( 2 a)
S-2 - 2e- → S0 ( cambio de +2) ( 2b )
(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por 3
2N+5 + 6e- → 2N+2 ( x 2 ) ( 3 a )
3S-2 - 6e- → 3S0 ( x 3 ) ( 3 b )
(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;
2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + H2O (4a)
(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a), (2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:
2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O (4a)
CIERRE: REFLEXIÓN Y EVALUACION DEL APRENDIZAJE:
1.En las siguientes semirreacciones, diga cuáles son de oxidación y cuáles de reducción: a. Na+ + 1e- Na
b. Ca - 2e- Ca +2
c. MnO4 + 8H+ + 5e- Mn+2 + 4H2O
e. Fe+2 - 1e- Fe+3
f. Pb+2 + 2e Pb (s)
2. Para las siguientes ecuaciones, escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción, y diga cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor:
a. Al+3 + Pb+2 Al+3 + Pb b. SO -2 + Zn Zn+2 + SO 2 c. I- + NO 3- I2 + NO d. HNO3 + HI NO + I2 + H2O e. I2O3 + CO I2 + CO2 f. H2 + O2 H2O
3. Ayudado por una recta en los números naturales, explique la variación del número de oxidación durante un proceso redox.
4. Balancee las siguientes ecuaciones, por el método de óxido – reducción:
a. KClO + H2 KCl + H2Ob. HNO2 + HI NO + I2 + H2O
c. SnSO4 + FeSO4 Sn + Fe2(SO4)3
d. MnO2 + Al Al2O3 + Mn e. NH3 + O2 NO + H2O f. C2H2 + O2 CO2 + H2O g. KI + H2SO4 H2S + H2O + I2 + K2SO4 h. Ag + H2SO4 Ag2SO4 + SO2 + H2O i. I2O5 + CO I2 + CO2 j. KMnO4 + HCl MnCl2 + H2O + Cl2 + KCl
k. SiCI4 + Si Si2 Cl6
l. AI2S3 + H2O Al(OH)3 + H2S
5. Con base en la información de la rejilla siguiente, responda las preguntas que se formulan a continuación.
a. ¿A qué sustancia debe colocarse el número de la casilla 4 como coeficiente para que la ecuación de la casilla 1 se haga estequiométrica?
b. ¿En qué casilla se encuentra el estado de oxidación del elemento que se representa en la casilla 2?
c. ¿En qué casilla se encuentra el elemento oxidado? d. ¿En qué casilla se encuentra el elemento reducido?
e. ¿A qué elemento pertenece el número de oxidación que aparece en la casilla 3? f. Escriba la fórmula para la sustancia cuyo nombre se encuentra en la casilla 6.
SEGUNDA ACTIVIDAD
INICIO:
ESTEQUIOMETRÍA O CÁLCULOS QUÍMICOS
La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las
reacciones químicas. Para una reacción hipotética;
A + B → C + D
Surgen preguntas como estas ¿Cuánto se necesita de A para que reaccione con x gramos de B? ¿Cuánto se producirá de C en la reacción de A con x gramos de B? ¿Cuantos gramos de B se necesitan para producir x gramos de D?
Las cantidades químicas es decir, el "cuanto" de las preguntas anteriores se pueden medir de diferentes maneras. Los sólidos generalmente se miden en gramos, los líquidos en mililitros y los gases en litros. Todas estas unidades de cantidad se pueden expresar también en otra unidad, el "mol".
Los cálculos anteriores requieren saber e interpretar cuantitativamente las ecuaciones en términos de número de moles y numero de gramos. Cuando en las reacciones químicas están involucrados gases, los cálculos estequiometricas implican también relaciones de volumen.
Ejemplo:
4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3 Con base en la ecuación anterior, determine: a. ¿Es una ecuación estequiométrica?
b. ¿Cuántas moléculas de oxigeno se requieren para oxidar los 4 átomos de hierro? c. Cantidad en gramos de cada reactivo y del producto.
Solución: a. La ecuación es estequiométrica. Ambos lados de la flecha tienen el mismo número de átomos, así: Fe = 4 át; O = 6 át.
b. Se requieren 3 moléculas de oxígeno para oxidar los 4 át de hierro.
c. La masa de cada átomo de hierro es 55.8 g, y del oxígeno (O2) es 32 g.
gramos de Fe = 4 át x 55.8 g = 223.2 g gramos de O2 = 3 mol x 32 g = 96 g
gramos de Fe2O3 = 2(2 x 55.8 + 3 x 16) = 319.2g
Esto significa que 223.2 gramos de hierro, reaccionan con 96 gramos de oxígeno para producir 319.2 gramos de trióxido de hierro.
Ejercicios: interpreta las siguientes ecuaciones en términos de moles, átomos y gramos. a. 2AsH3 2As + 3H2
b. C + O2 CO2
c. 3H2 + N2 2NH3
Leyes pondérales
Son aquellas que determinan el comportamiento químico de la materia en cuanto a pesos de sustancias que intervienen en una reacción; ellas son:
2. Ley de composición definida
3. Ley de las proporciones múltiples
1. Ley de la conservación de la materia
En los ejemplos anteriores vimos que la cantidad en gramos de reactivos que inician una reacción debe ser igual a la cantidad en gramos de producto que se obtienen. Para efecto de los cálculos químicos siempre debemos equilibrar las ecuaciones para así cumplir con esta primera ley.
En la interpretación del ejemplo anterior encontramos que 223.2 g de Fe, reaccionan con 96 g de O, para producir 319.2 g de Fe2O3, o sea, que el peso de los reactivos es 319.2 g igual al peso de los productos 319.2 g Fe2O3, Este resultado, nos demuestra que las ecuaciones químicas equilibradas cumplen con la ley de la conservación de la materia.
2. Ley de la composición- definida (J. Proust y J. Dalton)
Establece que un compuesto dado siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción de masa. Significa que cualquier muestra del dióxido de azufre, siempre tendrá 49,95 % de azufre y 50,04 % de oxígeno y su composición nunca variará. En otra forma, esta ley enuncia que el dióxido de azufre está constituido por una combinación de átomos de azufre y oxígeno, los cuales se unen para formar moléculas. Una molécula de azufre se une a 8 moléculas de oxígeno para formar 8 moléculas de dióxido de azufre, cada una de ellas formada por un átomo de azufre v dos átomos de oxígeno.
Ley de las proporciones múltiples (Dalton)
La ley de las proporciones múltiples establece que cuando ¿los 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.
EJERCITACION DE CONCEPTOS
1. ¿Cuáles son las condiciones para que una ecuación sea estequiométri ca?
3. Interprete las ecuaciones siguientes, en términos, de moles de reactivos y productos: a. Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 b. C + 2Cl2 CCl4 c. HBr + KOH KBr + H2O d. 3H2 + 2P 2PH3 e. P4O10 + 6H2O 4H3PO4
4. Escriba todas las “igualdades “posibles “entre los reactivos y los productos de las tres primeras ecuaciones del ejemplo anterior.
5. Para la ecuación: 3H2 + 2P 2PH3, escriba todas las posibles razones molares que relacionan el número de moles de cada reactivo con el producto y viceversa.
DESARROLLO DE LA TEMATICA:
FACTORES QUÍMICOS DE CONVERSIÓN
La razón de dos cantidades cualesquiera en la ecuación balanceada nos da el " factor químico" de conversión, que permite pasar de las moléculas de una sustancia al numero equivalente de moléculas de otras sustancia implicada en la reacción, a partir de la ecuación balanceada;
4FeS + 7O2 → 2Fe2O3 + 4SO2
Se puede escribir los siguientes factores químicos de conversión
De la misma manera como las fórmulas pueden interpretarse directamente en términos de moles o de moléculas. Para demostrar esto, multiplíquese cada término en ambos miembros de la ecuación anterior por el numero de Avogadro,6.02 x 10 23. Esto no altera la igualdad. La ecuación resultante es:
4( 6.02 x 1023 ) FeS + 7( 6.02 x 1023 ) O 2 = 2(6.02x10 23)Fe 2O3 + 4(6.02x 1023 ) SO2
Observe que 6.02 x 1023 moléculas de una sustancia son exactamente 1 mol de esa sustancia. Así se puede sustituir este numero por su equivalente en moles y la ecuación se convierte en :
4 moles FeS + 7 moles O2 → 2 moles Fe2O3 + 4 moles SO2
Siguiendo un razonamiento similar al usado con las moléculas, podemos obtener factores químicos en términos de moles. Así, tenemos los siguientes factores de conversión:
RELACIÓN EN PESO OBTENIDAS DE LAS ECUACIONES
Existe una ley llamada ley de la composición definida que establece que cuando las sustancias reaccionaran para formar compuestos lo hacen en relaciones definidas de masas. Por ejemplo:
4FeS + 7O2 → 2Fe2O3 + 4SO2
4 moles 7 moles 2 moles 4 moles
4 x 87.91 g 7 x 32 g 2 x 159.69 g 4 x 64.06 g
muestra que 4 moles de FeS ( 4 x 87.091 g de FeS) reaccionan con 7 moles de O2(7 x 32 g de O2) para formar 2 moles de Fe2O3 y 4 moles de SO2 ( 4 x 64.06 g ) de los productos ( 319.38 + 256.24) ( ley de la conservación de la masa)
CÁLCULOS QUÍMICOS 1. Cálculos masa a masa
La relación entre la masa de un reactante y la masa correspondiente de un producto es uno de los problemas de mayor frecuencia en química. Hay varios métodos para resolver este tipo de problemas. EJEMPLO 1:
En la obtención de oxígeno, se descompone clorato de potasio por calentamiento. En una experiencia a partir de 30 g. de clorato, ¿cuántos gramos de oxígeno se obtienen?
(a) Método de las proporciones:
Se procede a escribir la ecuación química equilibrada:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Se hallan los pesos mol de las sustancias problema: Peso de 1 mol de KCl3 = 122,55 g
Peso de 1 mol de O2 = 32 g De acuerdo con la ecuación:
245,10 g de KClO3 producen 96 g de O2 30 g de KClO3 X
(b) Método del factor de la conversión:
Resumiendo la información cuantitativa que da la ecuación:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
245,10 g 96 g
Se puede obtener un factor de conversión para pasar gramos de KClO3 (sustancia conocida) a gramos de oxígeno (sustancia problema).
El factor es :
Se multiplica la cantidad de sustancia dada, KClO3, por el factor de conversión para hallar la cantidad buscada:
EJEMPLO 2:
¿Cuantos gramos de BaO se producen si se descompones 100 gramos de BaO2? Primer paso: Se escribe la ecuación:
BaO2 BaO + O2 Segundo Paso: Se revisa que esté balanceada: 2BaO2 2BaO + O2
Tercer paso: Calculamos los gramos de las sustancias que intervienen en el problema. 2BaO2 y 2BaO
Ba = 137 x 2= 274 Ba = 137 x 2 = 274 O = 16 x 4 = 64 O = 16 x 2 = 32
338 gr. de BaO2 306 g de Ba
Cuarto paso: Según la pregunta planteada ubicamos los datos en gramos debajo de la ecuación y se plantea la proporción en una regla de tres.
2BaO2 2BaO 338 gr. 306gr.
100 gr. X Resolvemos:
X = 1 0 0 gr BaO x 3 0 6 g r B a O = 90.53 gr BaO 338 gr BaO2
R/ si se descomponen 100 gramos de BaO2, se produce 90.53 gramos de BaO 2. Cálculos mol - mol
Los problemas estequiometrícos más simples son aquellos en los cuales se calcula el número de moles de una sustancia, que han reaccionado con, o se producen a partir de un cierto número de moles de otra sustancia.
EJEMPLO 1:
¿Cuantas moles de nitrógeno reaccionan con 0.75 moles de hidrógeno en la producción del amoníaco?
La ecuación equilibrada para esta reacción es:
N2 + 3H2 → 2NH3 La ecuación equilibrada nos indica:
1 mol N2 3 moles H2
X moles N2 0.75 moles H2
X = 0.25 moles de N2 EJEMPLO 2:
¿Cuantos moles de CO2 se producen al reaccionar 3 moles de C?
Primer paso: Se escribe la ecuación: C + O2 CO2
Segundo paso: se revisa que este balanceada
Tercer paso: Partimos de la cantidad que nos proporciona 3 moles de carbono y planteamos un factor de conversión que elimine moles de carbono y planteamos un factor de conversión que elimine moles de C e introduzca moles de CO2 . Basándose en la ecuación balanceada, que nos indica que un mol de CO2 se produce a partir de un mol de C.
C + O2 CO2 1 mol 1 mol 3 mol X
3 mol X X = 3 mol de C X 1 mol de CO2
1 mol de C X = 3 moles de CO2
R/ En 3 moles de carbono se producen 3 moles de CO2
3. Cálculos masa a mol o mol a masa
En esta clase de problemas se desea calcular el número de moles de una sustancia producidos a partir de, o que reaccionan con una masa dada de otra sustancia, o viceversa, dada una masa calcular o los moles.
E j e m p l o 1 :
El óxido de hierro (III) reacciona con coque (carbón) en un alto horno para producir monóxido de carbono y hierro fundido. ¿Cuántas moles de hierro se pueden producir a partir de 30 g de óxido de hierro (III)?
a. Método del factor molar
Solución:
El primer paso es escribir y equilibrar la ecuación correspondiente:
F e2O3 + 3 C 2 F e + 3 C O El factor molar es:
2 moles de Fe
1 molde Fe2O3
La masa molecular del Fe2O3 es 2 (55,85) + 3(16) = 159,70 g. Por tanto, el factor de conversión adecuado es:
1 mol de Fe2O3 159,70 g de Fe2O3
La solución es:
30 gr de Fe2O3 1 mol de Fe2O3 2 moles de Fe = 0.37 moles de Fe
159,70 g de Fe2O3 1 mol de Fe2O3
R/ 30 g de Fe2O3 producen 0,37 moles de Fe.
b. método de las proporciones
Solución: Se escribe la ecuación equilibrada:
F e2O3 + 3 C 2 F e + 3 C O
Se interpreta la ecuación en los mismos términos de unidades que nos plantea el problema: 159,70 g de F e2O3 producen 2 moles de Fe
30 g de F e2O3 producirán X moles de Fe
X = 0,37 moles de Fe
R. 30 g de F e2O3 producen 0,37 moles de Fe. Ejemplo 2:
¿Cuántos gramos de sulfuro de cinc se necesitan para reaccionar completamente con 1,8 moles de oxígeno?
Solución:
La ecuación equilibrada es:
2 ZnS + 3O2 2 ZnO + 2 S02
En este problema sólo nos interesan los reactivos. La cantidad que buscamos es la masa de ZnS, y O2 es la sustancia conocida, por tanto el factor molar es: 2 moles de ZnS
3 moles de O2
El número de moles de sustancia conocida es 1,8 moles de O2 podemos calcular el número de moles de ZnS que reaccionan así:
3 moles de O2
Convertimos a gramos las 1,2 moles de ZnS, utilizando el factor de conversión adecuado: Masa molecular del ZnS = 97,44 g
1,2 mol de ZnS 97,44 gr de ZnS = 116,92 g de ZnS 1 mol de ZnS
R. 116,92 g de ZnS reaccionan completamente con 1,8 moles de O2. b. Método de las
proporciones
Solución:
La ecuación equilibrada es:
2 ZnS + 3O2 2 ZnO + 2 SO2
Interpretamos la ecuación en los mismos términos de unidades como nos lo plantea el problema:
2 moles de ZnS = 2(65,38 + 32.06) = 194,88 g La ecuación nos indica:
194,88 g de ZnS reaccionan con 3 mole de O2
X g de ZnS reaccionarán con 1.8 moles de O2
X = 116,92 g de ZnS
R/ 116,92 g de ZnS reaccionan completamente con 1,8 moles de O2.
CIERRE: REFLEXIÓN Y EVALUACION DEL APRENDIZAJE:
EJERCITACION DE CONCEPTOS
1. Dada la ecuación balanceadaZn(g) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2
a. ¿Cuántos moles de H2 se forman al reaccionar: 3 moles de ácido clorhídrico, HCl, con zinc?
b. ¿Cuántos moles de zinc, Zn, reaccionan con 3 moles de ácido clorhídrico, HCl? c. ¿Cuántos moles de cloruro de zinc, ZnCl2, se forman a partir de 3 moles de ácido
clorhídrico, HCl?
d. ¿Cuántos moles de HCl se requieren para producir 0.5 moles de hidrógeno, H2? e. ¿Cuántos moles de ZnCI2, y de H2 se forman a partir de 1.5 moles de Zn? 2. Dada la ecuación balanceada
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
a. ¿Cuántos moles de H2SO4, se requieren para producir 156 g de Na2SO4 b. ¿Cuántos gramos de agua se producen a partir de 33.8 g de H2SO4?
c. ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio, NaOH, se requieren para producir 250 gramos de agua?
d. ¿Cuántos gramos de NaOH reaccionan con 2 moles de H2SO4?
3. El hidróxido de bario reacciona con el dióxido de carbono para producir carbonato de bario y agua, según la reacción
Ba(OH)2 + CO2 BaCO3 + H2O.
a. ¿Cuántos gramos de BaCO3 se producen cuando se hace burbujear un exceso de CO2 en una solución con 0.41 moles de Ba(OH)2?
b. ¿Cuántos moles de CO2 se requieren para reaccionar con 2 moles de Ba(OH)2 ? c. ¿Cuántos gramos de agua se producen a partir de 0.41 moles de Ba(OH)2? d. ¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de 0.5 moles de CO2?
4. La soda cáustica comercial, NaOH, se prepara comercialmente a partir de la siguiente reacción:
Na2CO3 + Ca(OH)2 2NaOH + CaCO3
a. ¿Cuántos moles de NaOH se obtiene a partir de 1,000 kg de Na2CO3? b. ¿Cuántos moles de Ca(OH)2, reaccionan con esta cantidad de Na2CO3? c. ¿Cuántos moles de CaCO3 se producen durante el proceso?
5.El Cu2S reacciona con el oxígeno para producir cobre metálico y dióxido de azufre, según la reacción:
Cu2S + O2 2Cu + SO2
a. Calcule cuántos gramos de Cu2S se requieren para producir 320 gramos de SO2 b. Calcule cuántos gramos de O2 reaccionan con 80 gramos de Cu2S.
c. Calcule cuántos gramos de Cu se producen a partir de 93 gramos de Cu2S. d. ¿Cuántos gramos de oxígeno se requieren para producir 5 moles de SO2?
6. El perclorato de potasio, KClO4 se descompone produciendo KCl y O2, según la ecuación
KClO4 KCl + 2O2
a. Calcule la masa de KClO4 requerida para producir 1.5 gramos de O2 b. Calcule la masa del KCl que se produce con este oxígeno.
c. Calcule cuántos gramos de KClO4 se requieren para producir 97 gramos de O2
7. La reacción del óxido de calcio con el ácido clorhídrico produce cloruro de calcio y agua, según la reacción:
CaO + 2HCl CaCl2 + H2O
a. Calcule los gramos de CaCl2 que se producen a partir de .500 de CaO.
b. ¿Cuántos gramos de HCl se requieren para reaccionar con los 500 gramos de CaO? c. ¿Cuántos gramos de CaCI2, se producen a partir de 8O gramos de HCl?
d. ¿Cuántos gramos de HCl se requieren para producir 320 gramos de CaCl2?
8. El hidrógeno se puede obtener por la reacción del hidruro de calcio y el agua, según esta reacción:
CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2
a. ¿Cuántos gramos de H2 se pueden producir a partir de 140 gramos de hidruro? b. ¿Cuántos gramos de hidróxido se producen a partir de ese hidruro?
c. ¿Cuánto hidruro se requiere para producir 300 gramos de hidróxido de calcio? d. ¿Cuántos gramos de agua se requieren para producir 30 gramos de hidrógeno?
9. La combustión del etano en exceso de O2 se presenta por la siguiente ecuación:
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
a. ¿Cuántos gramos de CO2 se pueden producir a partir de 180 gramos de etano? b. ¿Cuántos moles de agua se producen a partir de esa cantidad de etano? c. ¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para producir 4 moles de CO2?
d. ¿Cuántos moles de etano se requieren para producir 12 moles de H2O?
10. El nitrato de sodio se puede preparar a partir del carbonato de sodio y el ácido nítrico según la siguiente ecuación:
Na2CO3 + 2HNO3 2NaNO3 + H2O + CO2
a. Cuántos gramos de NaNO3 pueden preparase a partir de 21.2 g de Na2CO3 ?
b. ¿Cuantos gramos de CO2 se producen en la reacción?
c. ¿Calcular el número de moles requeridos para preparar 4.5 mol de NaNO3?
d. ¿Cuántos moles de HNO3 se consumen en la reacción balanceada?
TERCERA ACTIVIDAD
INICIO:
Cálculos con reactivo límite
Generalmente en el laboratorio es difícil tomar las cantidades precisas de cada uno de los reactivos para las diferentes experiencias, ocasionando el exceso de uno de los reactivos. Los cálculos para determinar la cantidad de producto esperado se realizan teniendo en cuenta la sustancia que se consume en forma total o reactivo límite.
DESARROLLO DE LA TEMATICA:
EJEMPLO1:Se hacen reaccionar 15 g de NaOH con 15 g de HCl para producir agua y cloruro de sodio. Cuántos gramos de NaCl se obtienen?
La ecuación equilibrada es:
Lo primero que se debe hacer es determinar cuál es el reactivo límite. De acuerdo con la ecuación tenemos que:
39,98 g de NaOH se combinan con 36,45 g de HCl 15 g de NaOH se combinarán con X
X = 13,67 g de HCl
Significa que en la reacción únicamente 15 g de NaOH requieren combinarse con 13,67 g de HCl, quedando en exceso 1,33 g de HCl. Por tanto, el reactivo límite es el NaOH y con esa cantidad problema debemos determinar la cantidad de producto obtenido:
39,98 g de NaOH producen 58,43 g de NaCl 15 g de NaOH producirían X g de NaCl X = 21.922 g de NaCl
R. Cuando se hace reaccionar 15 g de NaOH con 13.67 g de HCl se obtienen 21.922 g de NaCl. EJEMPLO 2:
Un método para obtener magnesio metálico consiste en la reducción del óxido de magnesio con silicio, según la ecuación
2 MgO + Si SiO2 + 2 Mg
En un proceso se pusieron a reaccionar 582 Kg. de MgO y 187 Kg de Si. ¿Cuántos kilogramos de magnesio metálico se produjeron?
Solución:
Se calculan las moles de cada reactivo disponible: Masa molecular del MgO = 40,3g/mol
Masa molecular del Si = 28,1 g/mol
# moles de MgO = 582 Kg MgO x 1000 g Mg x 1 mol MgO = 14.4 x 103 moles 1 Kg MgO 40.3 g MgO # moles de Si = 187 Kg Si x 1000 g Si x 1 mol Si = 6.7 x 103 moles Si
1 Kg Si 28.1 g Si
Dividimos las moles de cada reactivo entre su respectivo coeficiente estequiométrico N° moles MgO = 14.4 x 103 = 7
.2 x 103 Coeficiente MgO 2
N° moles Si = 6.7 x 103 = 6,7 x 103 (Reactivo limite) Coeficiente Si 1
Se calcula la cantidad de producto partiendo de la cantidad dada del reactivo límite que en este caso es el Silicio.
X Kg. de Mg = 6.7x103 molesSi x 2 molesMg x 24.3gMg x 1 Kg = 325.6 Kg Mg
1 mol Si 1 mol Mg 1000gMg
CIERRE: REFLEXIÓN Y EVALUACION DEL APRENDIZAJE:
EJERCITACION DE CONCEPTOS
1. El cloro y el metano reaccionan para formar el cloroformo, según la siguiente reacción:
CH4 + 3Cl2 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 CH.
b. 2.0 moles de Cl2 y 3 moles de CH4 c. 0.5 moles de Cl2 y 0.20 moles CH4 d. 0.2 moles de Cl2 y 0.3 moles de CH4 e. 2.0 moles de Cl, y 7 moles de CH4
2. Dada la siguiente ecuación estequiométrica:
CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2
establezca, en cada caso, cuál es el reactante límite: a. 10 gramos de CaH2 y 50 gramos de H2O b. 0.1 gramos de CaH2 y 0.5 gramos de H2O c. 500 gramos de CaH2 y 200 gramos de H2O d. 200 gramos de CaH2 y 500 gramos de H2O e. 1 kilogramo de CaH2 y 3 kilogramos de H2O
3. ¿Cuál es la cantidad máxima de H2 que puede obtenerse en las 3 primeras combinaciones del ejercicio 2? ¿Cuál es el reactivo que está en exceso y cuánto queda, en cada caso?
4. El nitruro de magnesio se produce mediante la siguiente reacción:
3Mg + N2 Mg3N2¿Cuánto nitruro se produce a partir de 126 g de Mg y 82 gramos de N2? ¿cuál es el reactivo en exceso y cuánto queda?
5. Cuando se calienta Cu en presencia de S, se produce Cu2S. ¿Cuánto sulfuro de cobre, Cu2S, se produce a partir de 100 gramos de Cu y 50 gramos de S?
2Cu + S Cu2S
¿Cuál es el reactante límite y cuánto queda de reactivo en exceso?
6.Se hacen reaccionar 15 gramos de NaOH con 17 gramos de HCI para producir agua (H2O) y cloruro de sodio (NaCI).¿Cuántos gramos de NaCI (cloruro de sodio) se obtienen?
7. Para la siguiente reacción:
Fe + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2
Si 5 gramos de Fe se agregan a 7.5 gramos de H2S04. ¿Cuántos gramos de Fe2(SO4)3 se forman?
8. Si en las siguientes reacciones se consumen 10 gramos de cada reactante.¿Cuál será el reactivo límite en cada reacción?
a. CO + O2 CO2
