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INSTITUTO INTEGRADO DE COMERCIO – BARBOSA, SANTANDER GUÍAS DE TRABAJO ACADÉMICO
Emergencia sanitaria COVID 19 - 4° PERIODO 2021
ASIGNATURA: QUIMICA GRADO: DÉCIMO
ESTUDIANTE: ___________________________________________________________
DOCENTE JORNADA TELÉFONO CORREO HORARIO
JULIO CESAR DIAZ
VELASCO MAÑANA 3117962485 [email protected] 7:00 am-
12:30 pm LIBIA ASTRID
RINCÓN AVELLA TARDE 3183767111 [email protected] 12:30 am 7:00 pm MARGARITA
VERANO CORTÉS MAÑANA 3134974724 [email protected] 6:00 am- 12:15pm TALLER # 1
META DE COMPRENSIÓN
Reconoce la estructura de ácidos y sales aplicando diferentes sistemas de nomenclatura para relacionar formulación y propiedades físicas y químicas de estas sustancias
DESEMPEÑO DE COMPRENSIÓN Diferencia la nomenclatura de ácidos y sales
DESARROLLO DE LAS SECUENCIAS O MOMENTOS.
Momento 1. EXPLORACIÓN:
Actividad 1.
• Una sal utilizada en agricultura para mejorar el rendimiento de algunos cultivos es el nitrato de amonio. Consultar la reacción química para la obtención de esta sal.
Momento 2. ESTRUCTURACIÓN Y PRÁCTICA:
Actividad 2. Elabore un mapa conceptual sobre las clases de ácidos y de sales y realice las actividades
FUNCIÓN ÁCIDO
Los ácidos son sustancias que se caracterizan por liberar iones H+, cuando se encuentran en solución acuosa. Presentan sabor agrio. LA NOMENCLATURA TRADICIONAL es la más utilizada para nombrarlos.
Existen dos clases de ácidos inorgánicos:
HIDRÁCIDOS: compuestos binarios que contienen hidrógeno y un no metal, en estado gaseoso se nombran como haluros. En solución acuosa se comportan como ácidos y para nombrarlos se antepone la palabra ácido seguida de la raíz del elemento con la terminación hídrico.
¿Cómo se obtienen?
Se obtienen de la reacción entre el hidrógeno y un no metal; donde el H trabaja con número de oxidación +1 y el no metal con su menor número de oxidación, pero negativo. Ejemplo:
H2 (g) + F2 (g) HF (g) Fluoruro de hidrógeno
Si se halla en solución acuosa HF (ac) se llama ácido fluorhídrico (g) estado gaseoso
(ac) solución acuosa
Actividad 3. Complete las siguientes ecuaciones químicas, escribiendo sobre la línea nombres o fórmulas correspondientes:
H2 (g) + Cl2 (g) HCl (g) cloruro de hidrógeno
Pero si se halla en solución acuosa HCl (ac)
Ácido ___________
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H2 (g) + Br2 (g) ___________ (g) Ácido ________
OXÁCIDOS: compuestos ternarios que contienen hidrógeno, oxígeno y un no metal en su molécula.
¿Cómo se obtienen?
Se obtienen de la reacción entre un óxido ácido (recuerde: óxido ácido: no metal y oxigeno) y el agua. En la fórmula se coloca primero el H, luego el no metal y por último el O.
Para construir la fórmula del oxácido: sumar los átomos aportados por el óxido y el agua.
Si después de sumar, los tres subíndices son múltiplos de un mismo número, es obligatorio simplificar. Ejemplo:
N2O5 + H2O H2N2O6 se simplifica HNO3
Para nombrarlos se utiliza la NOMENCLATURA TRADICIONAL utilizando por tanto los mismos prefijos y sufijos empleados con los óxidos. Ejemplo:
N2O5 + H2O H2N2O6 se simplifica HNO3 Óxido nítrico agua ácido nítrico Ejemplo 2:
Cl2O + H2O H2Cl2O2 se simplifica HClO Óxido hipocloroso agua ácido hipocloroso CASOS ESPECIALES:
Cuando reaccionan el óxido bórico, el óxido hipofosforoso, el óxido fosforoso y el óxido fosfórico con el agua, se obtienen varios ácidos dependiendo del número de moléculas de agua que se añadan al óxido. Sin embargo, la forma más estable de los ácidos obtenidos corresponde a la reacción del óxido con tres (3) moléculas de agua: ejemplo:
P2O3 + 3 H2O H6P2O6 H3PO3
Óxido fosforoso agua ácido fosforoso
P2O5 + 3 H2O H6P2O8 H3PO4
Óxido fosfórico agua ácido fosfórico
Actividad 4: Complete las siguientes ecuaciones químicas, escribiendo sobre la línea nombres o fórmulas
Cl2O3 + H2O H2Cl2O4 (recuerde simplificar) Óxido cloroso agua _____________________
Cl2O5 + ____ H2Cl2O6 (recuerde simplificar) __________ agua
B2O3 + 3 H2O _______________
Óxido bórico agua ácido bórico
FUNCIÓN SAL
Las sales se definen como las sustancias resultantes de la reacción entre los ácidos y los hidróxidos(bases). Son compuestos químicos formados por cationes (iones de carga +) enlazados a aniones (iones de carga --); el hidróxido aporta el catión metálico y el ácido el anión, anión que puede ser simple (monoatómico como por ejemplo: Cl 1-- , S2 --, etc.) o anión complejo( llamado también poliatómico) por ejemplo: SO4 2-- , NO3--, ClO1— , etc
CLASES DE SALES:
HIDRÁCIDAS: Formadas de metal y no metal, por eso, su fórmula general es MX M= metal y X = no metal
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¿Cómo se reconocen?
Su fórmula química contiene un metal (que indica el catión) y un no metal (que indica el anión), el anión es simple, o sea, monoatómico.
¿Cómo se obtienen?
Se obtienen de la reacción de un ácido hidrácido y un hidróxido, ejemplo:
HCl + NaOH NaCl + H2O Ácido clorhídrico hidróxido de sodio cloruro de sodio agua
¿Cómo se nombran las sales hidrácidas?
El sistema de nomenclatura más utilizado para las sales es la NOMENCLATURA TRADICIONAL con la cual basta conocer el nombre del catión y del anión que las forman escribiendo primero el nombre del anión
Cationes: reciben el nombre del elemento del cual provienen: así: si el metal solo tiene un número de oxidación solo forma un catión: ejemplo: catión sodio: Na1+ que es el catión sodio;, otro ejemplo: catión magnesio: Mg2+
Si se trata de un metal que puede formar dos iones (porque tienen dos números de oxidación), estos se distinguen por las terminaciones oso, para el menor, e ico, para el mayor. Ejemplo: Hg1+ mercurioso y Hg2+ mercúrico.
Aniones: los aniones presentes en estas sales provienen de los ácidos hidrácidos que, al encontrarse en solución acuosa, se disocian o se separan, en iones con carga positiva + y negativa--, debido a la fuerte atracción que ejercen las moléculas del agua sobre las del ácido. El hidrógeno del ácido forma iones H+, y iones negativos, cuya composición depende de los demás elementos presentes que para estos ácidos es solo un no metal: Ejemplo:
HCl H+ + Cl-- Ácido clorhídrico cloruro
Para dar el nombre al anión se observa la terminación del ácido del cual proviene:
Como el ácido termina en HIDRICO, el nombre del anión terminará en URO Nombre del ácido nombre de la sal
_________ hídrico --- uro
Ejemplo: HCl + KOH KCl + H2O
Ácido clorhídrico hidróxido de potasio cloruro de potasio agua Actividad 5. Analice el ejemplo para la siguiente sal hidrácida determinar los números de oxidación de cada elemento y colocar el nombre correspondiente:
Hg 2+Cl21- +2 --2 = 0
Nombrar primero el anión, en este caso cloruro, luego raíz del metal con oso o ico según corresponda: HgCl2 (se observa que el mercurio está con el número de oxidación mayor):
entonces el nombre correspondiente es: cloruro mercúrico
Proceda lo mismo para nombran las siguientes hidrácidas: cada una de las siguientes sales hidrácidas: a) KCl b) LiBr c) AlCl3 d) ZnI2
NOMENCLATURA STOCK:
Aplica así:
1. Nombre del anión
2. Preposición de y nombre del elemento, además, se escribe un paréntesis para destacar el número de oxidación en romano del elemento metálico, ejemplo:
NaCl: cloruro de sodio ( I ); MgCl2 : cloruro de magnesio ( II ), HgCl2 : cloruro de mercurio(
II ).
Actividad 6. Complete la siguiente tabla: aplicar la nomenclatura tradicional y la Stock para las siguientes sales hidrácidas: a) NiCl2 , b) AuF3, c) ZnS
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OXÁCIDAS: Compuestos ternarios formados de metal, un no metal y oxígeno (formando estos dos,- el no metal y el oxígeno- el anión); su fórmula general es MXO.
¿Cómo se reconocen?
Su fórmula química contiene un metal (que indica el catión), un no metal y el O (el anión es complejo) el cual se ha formado
HNO3 H+ + NO31—
Ácido nítrico nitrato H2SO4 2H 1+ + SO42—
Ácido sulfúrico sulfato
¿Cómo se obtienen estas sales?
Se obtienen de la reacción de un ácido oxácido y un hidróxido, formándose la sal y agua, ejemplo:
HClO + NaOH NaClO + H2O Ácido hipocloroso hidróxido de sodio hipoclorito de sodio agua
¿Cómo se nombran?
Para nombrar los aniones de estas sales se considera el nombre del ácido del cual provienen y se procede de la siguiente manera:
Si el ácido termina en OSO, el anión terminará en ITO
Si el ácido termina en ICO, el anión terminará en ATO y se conservan los prefijos HIPO y PER según corresponda.
Primero se nombra el anión y luego el catión
Nombre del ácido nombre de la sal Hipo ---oso Hipo ---ito
--- oso --- ito --- ico --- ato Per--- ico Per --- ato
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Actividad 7: Analice el ejemplo para la siguiente oxácida: determine los números de oxidación de cada elemento y coloque el nombre correspondiente:
NaClO : Na 1+Cl1-O2- .Se observa que el Cl está con el menor número de oxidación( observe en la tabla periódica que el Cl tiene 4 números de oxidación) luego el nombre del anión es : hipoclorito
Nombrar primero el anión hipoclorito (ahora el catíón) de sodio Actividad 8: Asignar nombre a: a) NaClO2 b) NaClO3 c) NaClO2
NOMENCLATURA STOCK:
Aplica así:
1. Nombre del anión
2. Preposición de y nombre del elemento, además, se escribe un paréntesis para destacar el número de oxidación en romano del elemento metálico, ejemplo:
NaClO: hipoclorito de sodio ( I )
NaClO2: clorito de sodio ( I )
Fe ( ClO2 )3 :clorito de hierro ( III )
Actividad 9. Utilizando las tablas de cationes y aniones más utilizados, asignar el nombre a las siguientes sales OXACIDAS (recuerde: se escribe primero el nombre del anión)
a) KIO b) MgSO4 c) Ca(MnO4)2 d) NaBrO4 e) Ca(MnO4)2 Actividad 10. Consultar
a. ¿Qué son las sales ácidas? escribir 2 ejemplos con fórmula y nombre correspondiente b. ¿Qué son las sales básicas? escribir 2 ejemplos con fórmula y nombre correspondiente
Momento 3. TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN) Actividad 11. Copie y conteste la siguiente evaluación
RESOLVER:
1 Los abonos químicos como el nitrato de amonio NH4NO3, se utilizan para mejorar rendimiento de algunos cultivos. Consulte otros abonos químicos mínimo 2 y escriba su composición química, además, efectos que producen en las plantas, presente imágenes.
2. Analice el siguiente párrafo y resuelva:
“la lluvia ácida se forma, porque los óxidos de nitrógeno, óxidos de azufre y óxidos del carbono, producen con la humedad del aire: ácido nítrico, ácido carbónico y ácido sulfúrico.
a) Escriba las fórmulas químicas de cada uno de los ácidos mencionados.
b) ¿Qué clase de ácidos son?
c) ¿Los óxidos mencionados son óxidos básicos u óxidos ácidos?
d) Escriba un párrafo (mínimo de 10 renglones) sobre daños que causa la lluvia ácida.
3. PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA
1. la fórmula del sulfato de cromo es:
A. Cr ( SO3 )3 B. Cr ( SO4 )3 C. CrSO3 D. Cr 2 ( SO4)3
2. La fórmula del carbonato de Zinc, es:
A. Zn2CO2 B. Zn2CO3 C. Zn ( CO3 )2 D. ZnCO3
3. La fórmula del hipoclorito de plata, es:
A. Ag2ClO B. Ag2ClO2 C. AgClO3 D. AgClO 4. La fórmula del clorato de sodio, es:
A. Na2ClO3 B. NaClO C. NaClO2 D. NaClO3
Página 6 de 12 4. Las sustancias que aparecen en la tabla, se utilizan
frecuentemente como fertilizantes y contribuyen a la nitrogenación del suelo.
Teniendo en cuenta esta información, es válido afirmar que la sustancia que contribuye con más nitrógeno al suelo es
A. la urea porque presenta 2 moles de N por cada molécula
B. la guanidina ya que presenta 3 moles de N por cada mol de sustancia
C. el nitrato de amonio porque presenta 4 moles de N por cada mol de sustancia D. el amoníaco ya que una molécula contiene 3 átomos de N
5.La siguiente tabla presenta las solubilidades del NaNO3 a diferentes temperaturas (T)
Temperatura ºC Solubilidad, gNaNO2/100gH2O
10 80
20 88
30 96
La gráfica que representa correctamente los datos contenidos en la tabla, es
TALLER # 2 META DE
COMPRENSIÓN
Realiza cálculos cuantitativos con balanceo de ecuaciones químicas para entender leyes ponderales que rigen el comportamiento de la materia.
DESEMPEÑO DE COMPRENSIÓN
Diferencia clases de reacciones químicas.
Balancea ecuaciones químicas por diferentes métodos.
DESARROLLO DE LAS SECUENCIAS O MOMENTOS.
Momento 1. EXPLORACIÓN:
Actividad 1. Elabore un dibujo sobre la fotosíntesis y luego describa brevemente su interpretación, haciendo relaciones con algunos términos como: reacción química, reactivos, productos transformaciones de energía que se evidencian, elementos necesarios para que se realice, sustancias orgánicas que se producen, etc.
Actividad 2. Organice sus apuntes sobre el tema en un mapa mental, conceptual, o un cuadro sinóptico (no copiar todo, hay que resumir sin perder la esencia) y realice las actividades
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
¿Qué es una reacción química?
Es un proceso en el cual una o más sustancias, llamadas reactivos se transforman en otra u otras sustancias llamadas productos.
¿Cómo se representan? Mediante una ecuación química, la cual utiliza una flecha para separar los reactivos ( los cuales se escriben a la izquierda de ésta ) de los productos; el signo de adición + para separar las fórmulas entre reactivos y productos entre sí (si hay más de un reactivo y más de un producto) la flecha se interpreta como :”se convierten en”
Se convierten en
Reactivos Productos.
por ejemplo: H2 + O2 H2O
hidrógeno oxígeno agua Sustancia Fórmula
Urea (NH2)2CO
Nitrato de amonio NH4NO2
Guanidina HNC(NH2)2
amoniaco NH2
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C3H8 + 5 O2 3CO2 + 4 H2O + E
Propano oxígeno gas carbónico agua energía Para algunos casos es necesario especificar en la ecuación el estado de agregación en el
que se encuentran reactivos y productos, para ello se utiliza: gas (g), líquido (l), sólido(s), si es una solución (que es una mezcla homogénea) (sol) y una disolución acuosa (ac).
Ejemplo: Zn ( s ) + HCl ( ac ) ZnCl2(ac) + H2(g)
Zinc + ácido clorhídrico cloruro de Zinc + hidrógeno El número que va antes de la fórmula química se llama COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO e indica el número de moles de ese elemento compuesto que intervienen en la reacción. En la reacción anterior se interpreta que 1 mol de zinc, sólido, reacciona con 2 moles de ácido clorhídrico, en solución acuosa, para producir 1 mol de cloruro de zinc, en solución, y 1 mol de hidrógeno, gaseoso.
A veces es necesario especificar que ha ocurrido un cambio de estado, para lo cual se emplean flechas. Así, una flecha hacia arriba ( ) junto al elemento o al compuesto, indica desprendimiento de gas, una flecha hacia abajo ( ) indica formación de un precipitado (formación de un sólido a partir de una solución). Por ejemplo;
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
Clorato de potasio cloruro de potasio oxígeno
Actividad 3. Describa la siguiente reacción química en cuanto a: estado de agregación de cada reactivo y producto, si se desprende un gas o si por el contrario se forma un precipitado: además, escriba el nombre de reactivos y productos
NaCl ( s ) + AgNO3 ( ac ) AgCl( s ) + NaNO3 ( ac) ( )
CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas se pueden clasificar desde varios puntos de vista:
1. Según el proceso químico ocurrido: Se clasifican en:
• COMPOSICIÓN O SÍNTESIS,
• DESCOMPOSICIÓN O ANÁLISIS,
• DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN
• DOBLE SUSTITUCIÓN O INTERCAMBIO.
• El siguiente mapa conceptual presenta dicha clasificación
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2. Según el sentido en que se lleva a cabo la reacción: se clasifican en REVERSIBLES e IRREVERSIBLES
3. Según el cambio energético: ENDOTÉRMICAS Y EXOTERMICAS
Actividad 4: Teniendo en cuenta que las reacciones según el proceso químico ocurrido se pueden representar:
Composición o síntesis: A + B AB
Descomposición o análisis: AB A + B
Desplazamiento o sustitución: A + BC AC + B
Doble sustitución o intercambio: AB + CD AD + CB
Analice las siguientes ecuaciones y escriba la clase de reacción según el proceso químico ocurrido, además, el nombre, ejemplo:
Para la reacción: Al + O2 Al2O3. Reacción de composición o síntesis.
Aluminio oxígeno óxido de aluminio
a) AgCl ( s ) + NaNO3 ( ac ) NaCl( s ) + AgNO3 ( ac)
Nitrato de sodio
b) 2KClO3 2 KCl + 3 O2
Clorato de potasio
c) B + O2 B2O3
Otro punto de vista de clasificación es el cambio energético ocurrido, según el cual se dividen en:
Reacciones exotérmicas: reacciones que liberan energía la cual casi siempre se presenta como calor. Son ejemplos: la combustión, la fermentación, muchas reacciones de formación de compuestos a partir de sus elementos. Se reconocen porque en los productos se indica valores de energía o la expresión +E.
Ejemplo:
C3H8 + O2 CO2 + H2O + E Propano oxígeno dióxido de carbono agua
Reacciones endotérmicas: reacciones donde es necesario suministrar energía al sistema de reacción para hacer que ocurran las transformaciones químicas, energía que se suministra en la mayoría de los casos en forma de calor. Se reconocen porque en los reactivos se indica valores de energía o +E,
Ejemplo:
3C + 2 Fe2O3 + 467,47 kj/mol 4Fe + 3 CO2
Otro punto de vista de clasificación es el sentido en que se lleva a cabo la reacción: se clasifican en REVERSIBLES: se realizan simultáneamente en los dos sentidos, es decir, que a medida que se forman los productos, estos reaccionan entre sí para formar nuevamente los reactivos. Se representan con dos medias flechas, ejemplo:
H2 + Cl2 2HCl
IRREVERSIBLES: Los reactivos reaccionan completamente para convertirse en los
productos, sin la posibilidad de que estos originen nuevamente los reactivos, ejemplo:
2Na + 2 H2O 2NaOH + H2 REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN:
Son reacciones entre ácidos y bases, en las cuales se produce una sal. Ejemplo:
HCl ( ac) + NaOH( ac) NaCl( ac) + H2O Ácido clorhídrico hidróxido de sodio cloruro de sodio agua
Página 9 de 12 REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (REDOX)
Son reacciones que se pueden considerar como la suma de dos procesos independientes de oxidación (proceso por el cual una especie química pierde electrones y el número de oxidación se hace más positivo) y reducción (proceso contrario al anterior: la especie gana electrones el número de oxidación se hace más negativo)
Actividad 5: Consultar y escribir un ejemplo de cada una de las siguientes reacciones:
exotérmicas, endotérmicas, reversibles e irreversible. NO olvide colocar nombres de cada sustancia.
LEYES PONDERALES
Son leyes que determinan el comportamiento químico de la materia en cuanto a pesos de sustancias que intervienen en una reacción. Son:
• Ley de conservación de la masa
• Ley de las proporciones definidas
• Ley de las proporciones múltiples.
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA:
Enunciada por el químico LAVOISIER primer químico que comprendió la importancia de a medida en el estudio de las transformaciones químicas. Realizó mediciones con la balanza, generalizó sus resultados a todas las reacciones químicas y enunció la ley de conservación de la masa, que puede formularse de la siguiente manera: En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos de la reacción.
¿Cómo se demuestra esta ley?
Para demostrar esta ley es necesario balancear la ecuación de la reacción a analizar.
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS.
Enunciada por el químico Joseph Louis Proust, establece: Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formulación.
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES:
Enunciada por Dalton, establece: Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
1. MÉTODO DE INSPECCIÓN SIMPLE O DE TANTEO:
Para ilustrar paso a paso el procedimiento a seguir, analizaremos la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de calcio, con producción de cloruro de calcio y agua
Paso 1. Plantear la ecuación para los reactivos y productos:
HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + H2O
Paso 2. Comprobar si la ecuación química está balanceada (o sea, que al hacer el conteo del número de los átomos, este número sea igual a ambos lados de la ecuación)
En el ejemplo tenemos:
Reactivos: 3 átomos de H, 1 átomo de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O.
Productos: 2 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 1 átomo de O.
Vemos que la ecuación química no está balanceada.
Paso 3. Ajustar la ecuación química colocando coeficientes delante de las fórmulas de los reactivos y de los productos. Como existen 2 átomos de Cl en los productos y solo 1 en los reactivos, se coloca un 2 como coeficiente del HCl. Ahora hay 4 átomos de H en los
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reactivos y solo 2 en los productos, por lo que es necesario colocar un 2 delante de la molécula de agua. Con estos coeficientes la ecuación queda:
2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O.
IMPORTANTE: por ningún motivo se pueden variar los variar los valores de los subíndices en las fórmulas, pues de lo contrario estaríamos alterándola constitución química de las sustancias y por consiguiente, los materiales involucrados en la reacción perderían su identidad. Observe que para balancear los átomos de H se coloca un 2 delante de la molécula de agua y no H4O2.
Paso 4. Comprobar que la ecuación química haya quedado balanceada. Para ello se comprueba si el número de átomos de cada clase es igualen los reactivos y en los productos, de forma similar a como se procedió en el paso 2
Reactivos: 4 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O.
Productos: 4átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O.
Paso 5. Escribir la ecuación química balanceada:
2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O.
DEMOSTRACIÓN DE LA LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
Como ya sabemos, para demostrar esta ley es necesario primero balancear la ecuación química de la reacción a analizar, los pasos son:
Primero: Balancear la ecuación
Segundo: Establecer la relación de las masas
EJERCICIO N° 1
Demostrar la ley de conservación de la masa para la reacción:
HgO (s) Hg (l) + O2 (g) a partir de la cual se establece la siguiente relación de masas:
Peso molar del Hg = 200,5 g
Peso molar del O2 = 2 x 16 g = 32 g
Peso molar del reactivo HgO = 200,5 g + 16 g = 216,5 Peso de los productos: 200,5 g + 32 g = 232,5 g
Observamos: la masa al inicio de la reacción es de 200,5 g, y al final es de 232,5 g. Esto indica que la ecuación no está balanceada. Luego para tener el mismo número de átomos de cada clase a ambos lados de la ecuación, debemos colocar un 2 delante de la molécula de HgO y 2 átomos de Hg, quedando la ecuación balanceada:
2HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)
2 (216.5) = 2(200,5g ) + 32g 433 g = 400,1g + 32g
433 g = 433 g.
Quedó demostrada la ley de conservación de la masa, es decir, suma de masa de los reaccionantes (o reactivos) es igual a la suma de masas de los productos.
Actividad 6. Balancee por el método de inspección simple o de tanteo la siguiente ecuación química y luego demuestre la ley de conservación de la masa.
a) NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O.
hidróxido de sodio acido sulfúrico sulfato de sodio agua
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2. MÉTODO DE BALANCEO DE ECUACIONES POR ÓXIDO-REDUCCIÓN
Este método aplica para reacciones redox. Los procesos de oxidación-reducción son de intercambio de electrones, por tanto, las ecuaciones químicas quedan balanceadas cuando el número de electrones cedidos por el agente reductor(sustancia que es capaz de ceder electrones, provocando que otras especies se reduzcan) sean los mismos que los aceptados por el agente oxidante(sustancia que es capaz de captar electrones). El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos. El siguiente cuadro destaca la terminología usada en los procesos de oxidación y reducción
Término Variación en el número de oxidación
Cambio de electrones
oxidación aumenta pérdida
reducción disminuye Ganancia
agente reductor aumenta pierde
Agente oxidante disminuye gana
Sustancia reducida disminuye gana
Sustancia oxidada aumenta pierde
Ejemplo: Para la reacción: Zn + FeS ZnS + Fe Tenemos:
PASOS PARA ESTE BALANCEO:
Para ilustrar paso a paso el procedimiento a seguir, analizaremos la reacción entre el ácido nítrico y el ácido sulfhídrico con producción de óxido de nitrógeno, azufre y agua
HNO3 + H2S NO + S + H2O.
Paso 1: Determinar el número de oxidación de cada elemento en reactivos y en productos H1+N5+O32- + H2 1+S2- N2+O2- + S0 + H21+O2-
Paso 2: Observar cuales fueron los elementos que experimentaron cambios en su estado de oxidación y con ellos plantear semirreacciones. Según el ejemplo anterior, estas son:
N5+ + 3e- N2+ , se redujo (1)
S2- S0 + 2 e- , se oxidó. (2)
Paso 3: Igualar la cantidad de electrones perdidos y ganados. Para ello, se multiplica la ecuación (1) por el número de electrones perdidos en la ecuación (2) y la ecuación (2) por el número de electrones ganados en la ecuación (1). Así:
2 ( N5+ + 3e- N2+ ) 3 ( S2- S0 + 2 e- )
Estos números no solo sirven para igualar los electrones sino también como coeficientes en la ecuación balanceada. Por lo tanto, el coeficiente del HNO3 y de NO será 2 y el del H2S y S será 3. De donde se obtiene la ecuación:
2 HNO3 + 3 H2S 2 NO + 3 S
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Paso 4. Verificar los coeficientes para las especies no contempladas en el paso anterior, es decir H y O. En caso de estar desbalanceados, se procede según el método tanteo.
Así, vemos que en la parte izquierda hay 8 átomos de H, por lo que deberán formarse igualmente 4 moléculas de H2O en el lado derecho. La ecuación final será:
2 HNO3 + 3 H2S 2 NO + 3 S + 4 H2O.
Paso 5. Si es posible simplificar los coeficientes
Momento 3. TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN) Actividad 7. Copie y desarrolle la siguiente evaluación
1. Escriba dentro del paréntesis V, si el enunciado es verdadero y F, si es falso:
( ) El agente reductor es la sustancia que produce la reducción.
( ) Una reacción de sustitución es el proceso inverso de una reacción de síntesis.
( ) En las reacciones de doble sustitución se realiza intercambio de átomos ( ) Las sustancias oxidadas ganan electrones
( ) La respiración es un ejemplo de reacción endotérmica ( ) La combustión de la madera es un proceso exotérmico
2. En la cabeza de un fósforo ocurre una reacción de combustión, en la que el clorato de potasio se descompone para producir cloruro de potasio y oxígeno.
a) Según el proceso químico ¿Qué tipo de reacción ocurre) ¿Qué clase de sustancia es el clorato de potasio?
b) Sabiendo que la ecuación de esta reacción, es:
KClO3 KCl + O2
clorato de potasio cloruro de potasio oxígeno
3. Las reacciones de combustión son muy utilizadas en la vida diaria para obtener energía. En nuestras casas observamos este proceso cuando empleamos la estufa de gas propano. )
a) ¿Qué productos se forman en la combustión del propano? Escriba la reacción.
4. Balancee las ecuaciones químicas por el método de inspección simple a) HClO3 + NaOH NaClO3 + H2O
b) HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O c) CaCO3 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + H2O
5. Balancee las ecuaciones químicas por el método de oxidación-reducción a) Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2
b) C + H2SO4 CO2 + SO2 + H2O
NOTA: EN CADA UNA DE LAS METAS DE COMPRENSIÓN: EL DESARROLLO DE LAS ACTIVIDADES DEL MOMENTO 1 Y 2 TIENEN UN VALOR DEL 50%, Y EL TALLER EVALUATIVO DEL MOMENTO 3 TIENE VALOR DEL OTRO 50%.
