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MINISTERIO DE EDUCACIÓN

DIRECCIÓN REGIONAL DE SAN MIGUELITO

INSTITUTO RUBIANO

PROFESORES:

XIOMARA ARRIETA

ABRAHAM IBARRA G.

TRIMESTRE II

Profa. Xiomara Arrieta, todos los días de 8:00 am a 8:20 am

Prof. Abraham Ibarra G. todos los días de 1:30 a 1:50 pm.

FECHA DE ENTREGA DE LA GUÍA A LOS PROFESORES:

JUEVES 19 DE AGOSTO DE 2021.

Correo Institucionales

PROFESORA Xiomara Arrieta Xiomara.arrieta@meduca.edu.pa

PROFESOR Abraham Ibarra Abraham.ibarra@meduca.edu.pa

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CONSULTAS: EN LOS INTERMEDIOS DE CADA CLASE SEGÚN HORARIO.

ÍNDICE DE CONTENIDOS

páginas

Indicaciones Generales………………………………………………...3

Guía # 1: ESTEQUIOMETRIA EN FÓRMULAS ………………….4

Guía # 2: REACCIONES Y ECUACIONES QUÌMICAS................28

Guía # 3: BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS………….39

Guía # 4: REACCIONES QUÍMICAS EN NUESTRO MEDIO…..47

Guía # 5: ESTEQUIOMETRIA EN REACCIONES………………52

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INDICACIONES GENERALES

En este compendió de guías se te presentan los temas a desarrollar por todos

los estudiantes de undécimo grado Bachiller en Ciencias de la República de

Panamá para este segundo trimestre del año escolar. Contemplamos

actividades adicionales que se deben desarrollar conforme avances en la

lectura y comprensión de los temas.

Cada una de las guías está organizada en forma que sea fácil su comprensión,

hoja de presentación, objetivos generales, objetivos específicos, indicadores

de logros, introducción, contenido del tema, actividades didácticas de

aprendizaje y una rúbrica de autoevaluación.

Estas guías didácticas contienen actividades sencillas que puedes resolver en

casa en documento de Word. Debes procurar resolver las guías en su totalidad

y entregarlas a través del correo institucional de tu profesor(a) desde la fecha

que la recibes hasta el 26 de agosto del 2021.

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Guía No. 1

Estequiometría en fórmulas

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PRESENTACIÓN

Uno de los ´temas de mayor importancia en las actividades industriales y de investigación lo constituye las cantidades químicas, ya que nos dan las herramientas que permiten sustentar a través de valor los procesos desarrollados. En esta guía tendrás la responsabilidad de mostrar las habilidades y destrezas que adquiriste en tus cursos de química, física y matemáticas previos a este curso ya que se fundamenta en la aplicación del factor de conversión y la formulación de compuesto, será necesario visualizar a través de un enunciado las alternativas que te permitirán resolver un problema acompañado de las relaciones de equivalencias que puedas deducir. Para un mejor aprovechamiento del tiempo y el contenido se hace necesario contar con una calculadora científica y tu tabla periódica.

El aumento de los casos de enfermedades producidas por una mala alimentación ha motivado a las autoridades a exigir que se indique en las etiquetas los contenidos nutricionales, esto de la mano con las campañas que buscar que los consumidores lean las etiquetas y prefieran productos saludables para garantizar una buena salud. Los cálculos con cantidades químicas son fundamentales para la presentación de estos datos y se manifiestan en diversas áreas de nuestra vida, en una prueba de laboratorio, los medicamento que utilizamos, los alimentos empacados y más. En esta unidad trataremos algunos cálculos matemáticos que nos ayudarán a establecer conexiones entre los temas ya tratados.

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Indicaciones Generales Antes de trabajar los contenidos revise los objetivos propuestos y los indicadores de logro para que enfrente los hechos y determine el grado de importancia de cada actividad presentada. Estudie y trabaje el contenido, cuando considere que tiene el dominio proceda a completar las actividades. Puede desarrollar las actividades en hojas o en un cuaderno, tomar las imágenes, organizarlas y enviarlas a través del correo institucional. Tenga a la mano un cuaderno, su lápiz, la tabla periódica y la calculadora científica. Objetivo General Aplica conceptos y procedimientos para realizar cálculos de cantidades de

masa, moles y partículas utilizando símbolos y fórmulas químicas

Objetivo Específico Utiliza las masas atómicas en la determinación de la masa fórmula de los compuestos propuestos Utiliza el número de Avogadro para la determinación del número de partículas, aplicando el factor de conversión. Calcula la masa molar a partir de las fórmulas químicas con ayuda de la tabla periódica. Determina las cantidades de sustancias aplicando los factores de conversión que correspondan, masa molar, número de Avogadro, razones molares. Determina el porcentaje de composición de una fórmula. Diferencia entre fórmula empírica y fórmula verdadera Indicadores de Logros Determina las cantidades de sustancias, en las diferentes magnitudes, requeridas en un situación real o simulada, aplicando las relaciones de equivalencias que se derivan de la fórmula.

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La ESTEQUIOMETRÍA. Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos). Estas relaciones pueden ser: mol-mol mol-gramos gramos-gramos mol-volumen volumen-gramos volumen-volumen https://itscv.edu.ec/wp-content/uploads/2018/10/ESTEQUIOMETRIA.pdf Un factor de conversión representa el valor numérico o la proporción que se utiliza para relacionar una unidad de medida con otra. El factor de conversión es un valor alternativo que se utiliza para representar una unidad de medida. A- MASA FÓRMULA Cada elemento de la tabla periódica tiene una masa atómica basada en el promedio ponderado de las masas de los isótopos. La Unidad de masa atómica (uma) se definió como un doceavo (1/12) de la masa de carbono 12, al que se le asigna una masa de exactamente 12 uma. La masa que aparece en la tabla periódica corresponde a la masa de un solo átomo, por lo que se puede escribir un factor de conversión. Trabajaremos las masas atómicas con 4 cifras significativas. Para cada compuesto la masa fórmula es la suma de las masas atómicas de todos los átomos en su fórmula. Para calcular la masa fórmula multiplicamos el subíndice de cada elemento por su masa atómica y se suman los resultados.

CALCULO DE LA MASA FÓRMULA

¿Cuántos átomos de O están presentes en el hidróxido de magnesio? 1. Escriba la fórmula química: Mg(OH)2

Recuerda que el ión hidróxido es

OH- y el magnesio es un

elemento del grupo II A

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2. Hay 2 átomos de O

B- Número de moléculas

La cantidad química o cantidad de sustancia es “una magnitud macroscópica que permite determinar indirecta y aproximadamente la cantidad de entidades elementales que hay en un sistema dado.” La unidad de dicha magnitud se denomina mol: “un mol es la cantidad química que hay en un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en un sistema formado por 0,012Kg de 12C.” En dicho sistema hay 6,02 x 1023 átomos de carbono, por lo que, cualquier sistema que contenga dicho número de partículas, independientemente de qué sustancia se trate, contiene un mol de dicha sustancia. Este número, se denomina constante de Avogadro: NA = 6,02 x 1023 partículas/mol. Por número de Avogadro se entiende al número de entidades elementales (es decir, de átomos, electrones, iones, moléculas) que existen en un mol de cualquier sustancia. Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene el Número de Avogadro de esa sustancia La masa (o peso) atómico del O es de 16 uma lo que significa que 1 átomo de

• un mol de H2O contiene 6,022 x 1023 moléculas de agua; • un mol de huevos contiene 6,022 x 1023 huevos; • un mol de aluminio contiene 6,022 x 1023 átomos del elemento.

Así un mol equivale a la masa en gramos de dicha sustancia:

• un mol de agua tiene una masa de 18 gramos; • un mol de aluminio tiene una masa de 26,98 gramos; • un mol de mercurio tiene una masa de 200,6 gramos.

Después del paréntesis hay un dos, esto

significa que se debe multiplicar por los

subíndices que acompañan a cada elemento

dentro de ese paréntesis.

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Fig, 2 Concepto mol y Número de Avogadro

Recuerda que el factor de conversión se puede colocar de dos formas. Utiliza siempre la forma que tiene la unidad que buscas arriba.

Cuadro # 1

Acción que se debe realizar

Factor de conversión

Para convertir de gramos de una sustancia a moles de la misma sustancia o para convertir moles de una sustancia a gramos de la misma sustancia

Masa molar (g/mol)

Para convertir mol de una sustancia a cantidad de partículas (átomos o moléculas) de la misma sustancia o para convertir a cantidad de partículas (átomos o moléculas) a moles de la misma sustancia

NA (1mol = 6,02 x 1023 partículas

Para convertir mol de elemento a mol del compuesto o para convertir mol del compuesto a mol del elemento. Se obtiene de la fórmula química

Razón molar (mol de elemento/ mol de compuesto)

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SOLUCIÓN DE PROBLEMAS

Problema 1: ¿Cuántas moléculas de amoniaco, NH3, hay en 1,75 moles de amoniaco

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C- Masa molar Es uno de los factores de conversión más útiles en química, se usa para cambiar de moles de una

sustancia a gramos o viceversa.

Fig. 4 Masa molar. Tenemos una relación de equivalencia para cada elemento

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SOLUCIÓN DE PROBLEMAS

Problema 2: Una caja de sal contiene 737 g de NaCl. ¿Cuántas moles de NaCl tiene?

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Problema 3. Una bolsa de 10,00 lb de azúcar contiene 4536 g de sacarosa, C12H22O11. ¿Cuántas

moléculas de azúcar hay?

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ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE

ACTIVIDADES DE EVALUACIÓN

TALLER # 1 ESTEQUIOMETRÍA EN FÓRMULA Evaluación de apreciación: 12 puntos. Envíe a través del correo. Indicaciones Generales:

- Resuelva los problemas ordenadamente siguiendo los 4 pasos presentados en los problemas desarrollados.

1. Calcula la masa molar del hidrato Na2CO3 . 10H2O. (3 puntos) 2. Calcula el peso fórmula del (NH4)SO4 (3 puntos) 3. ¿Cuántos moles de iones de sodio Na+1, se contienen en 3,84 mol de Na2CO3? (3 puntos) 4. Cite el factor de conversión que se requiere para realizar las siguientes conversiones. (3 puntos)

- A. De gramos de una sustancia a mol de la misma sustancia - B. De mol de compuesto a moléculas - C. De mol de compuesto a mol de elemento

Resuelva los siguientes problemas - Estos problemas no debe enviarlos, son para practicar e interiorizar los conocimientos

adquiridos. 1. Calcula la cantidad de moles, moléculas y átomos de O e H que hay en 180. g de agua. Resp: 2,00 mol de agua, 1,20 x1024 moléculas de agua, 1,20 x1024 átomos de oxígeno, 2,40 x1024 átomos de hidrógeno 2. ¿Cuántos moles de átomo de carbono hay en 323 g de sacarosa C12 H22 O11? Resp 11,3 mol de átomo de carbono 3. Calcula la cantidad de moles del compuesto, átomos de O y P y moles de iones fosfato en 3,4 g de Pb3(PO4)2 Resp: 4,2 x 10-3 mol de compuesto, 2,0x 1022 átomos O , 5,05 x 1021, 8.4 x103- mol ión.

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PRACTICA DIRIGUIDA

Problema # 8. Se calentó una muestra de 6,50 g de cromo pulverizado en oxígeno puro. La masa del compuesto que se obtuvo fue de 9,50 g. ¿ Cuál es su fórmula empírica? PRACTICA # 1

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ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE

1.- Deduzca la fórmula empírica de un hidrocarburo que al analizarlo resultó con la siguiente composición porcentual: C = 85.63% y H = 14.37%.

2.- Un compuesto contiene 21.6% de sodio, 33.3% de cloro y 45.1% de oxígeno. Determine la fórmula empírica del compuesto.

3.- Determine la fórmula más simple de un compuesto que tiene la composición siguiente: Cr = 26.52%, S = 24.52% y O =48.96%.

4.- Se determinó que un compuesto orgánico contenía 47.37% de carbono y 10.59% de hidrógeno. Se supuso que el resto es oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?

5.- Un borano (formado por boro e hidrógeno) contiene 88.45% de boro. ?Cuál es su fórmula empírica?

6.- El análisis de un compuesto indica que su composición es 26,57% de Potasio, 35,36% de Cromo y 38,07% de Oxígeno. Deduzca la fórmula empírica de ese compuesto.

7.- El índigo, el colorante azul de los pantalones, tiene una composición porcentual en masa de: 73,27% de Carbono, 3,84% de Hidrógeno, 10,68% de Nitrógeno y el resto de Oxígeno (Lo que hace falta para completar el 100%). ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? 8.- Se determina que una muestra de benzoato de metilo, un compuesto empleado en la elaboración de perfumes, contiene 70,57% de carbono, 5,93% de hidrógeno y 23,49% de oxígeno. Obtenga la fórmula molecular de esta sustancia si su peso molecular es de 136,1 g/mol. 9.- El etilenglicol, la sustancia empleada en los anticongelantes para automóvil, se compone de 38.7% en masa de Carbono, 9.7% en masa de Hidrógeno y 51.6% en masa de Oxígeno. Su masa molar es de 62.1 g/mol. Determine la fórmula molecular. 10.- Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: H = 2.24%, C = 26.69%, O = 71.07%, y su masa molar es 90.Deduzca su fórmula molecular.

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ACTIVIDADES DE EVALUACIÓN

TALLER # 1 ESTEQUIOMETRÍA EN FÓRMULA Evaluación de apreciación: 12 puntos. Envíe a través del correo. Indicaciones Generales:

- Resuelva los problemas ordenadamente siguiendo los 4 pasos presentados en los problemas desarrollados.

11.- Un hidrocarburo que contiene 92.3% de C y 7.74% de H resultó tener una masa molar aproximada de 79. ¿Cuál es su fórmula molecular?

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ACTIVIDAD DE EVALUACIÓN

TALLER # 2 Estequiometría en fórmulas II Parte Evaluación de apreciación: 20 puntos. Envíe a través del correo. Resuelva los siguientes problemas paso a paso de manera ordenada a mano, firme su trabajo, capture una imagen y envié a través del correo con sus datos. Resuelva, organice y envié. 1. Marca en la siguiente lista que fórmulas se presenta como una fórmula empírica: (4 puntos)

CH2O C3H6O3 C8H8O2 C13H18O2

2. Escriba la fórmula química para 3 compuesto y calcule el % de composición para cada elemento. (6 puntos) 3. Un combustible licuado casero tiene como constituyente un determinado compuesto. El análisis de este compuesto muestra que contiene 85.69% de carbono y 14.31% de hidrógeno en peso. La determinación de su masa molecular da un valor de 55.9 g/mol. Calcula la fórmula molecular del compuesto. (5 puntos) 4. El sorbitol, utilizado como edulcorante en algunos alimentos “sin azúcar” tiene un peso molecular de 182 g/mol y esta formado por 39,56 g de Carbono, 7,74 g de Hidrógeno y 52,70 g de Oxígeno. ¿Cuál es la fórmula molecular del Sorbitol? (5 puntos)

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FELICIDADES COMPLETASTE LA PRIMERA PARTE DE LA GUÍA

PUEDES ENVIAR ESTA PARTES EN ESTE MOMEMNTO O TODO EL

DOCUMENTO DESARROLLADO EN LA FECHA INDICADA.

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Guía No. 2

Ecuaciones y reacciones químicas

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Objetivo de Aprendizaje:

Comprende la relación entre reacciones y ecuaciones químicas, identificando sus evidencias y

diversos tipos de reacciones químicas.

Reconoce situaciones del contexto y de la vida cotidiana en las que se manifiestan diferentes

tipos de reacciones químicas.

Objetivos específicos:

Identifica correctamente las partes de una ecuación química en los diferentes tipos de reacciones

estudiadas.

Completa los productos de las ecuaciones químicas según los tipos de reacciones existentes y las

ajusta aplicando diversos métodos de balance.

Reconoce las evidencias de una reacción en la observación del desarrollo de esta en un vídeo y

escribiendo la ecuación química que representa el proceso.

Aplica los métodos de balance a las ecuaciones químicas para cumplir con la ley de conservación

de la materia.

Reconoce la importancia de las ecuaciones químicas para la representación y comprensión de

procesos biológicos, industriales, atmosféricos y otros.

Logros de aprendizaje:

Escribe y balancea correctamente las ecuaciones químicas empleando cualquiera de los métodos

de balanceo y reconoce a que tipo de reacción corresponden según el tipo de proceso que se

desarrolla.

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INTRODUCCIÓN

Una reacción química es la acción mutua o recíproca entre dos o más sustancias que conduce a

la formación de especies químicas distintas a las originales. Durante los procesos o reacciones

químicos se producen cambios o modificaciones esenciales en la naturaleza íntima de las

sustancias que participan en ellos, obteniéndose nuevas sustancias con características propias.

Estas modificaciones profundas y permanentes involucran además cambios en la energía del

sistema.

Todos los fenómenos químicos involucran una reacción química, cuya representación simbólica

es la ECUACIÓN QUÍMICA, en la cual se incluyen los reactivos y los productos separados por una

flecha que se lee "produce". Las sustancias iniciales que se transforman en el transcurso de la

reacción se llaman reactivos o sustancias reaccionantes y las sustancias nuevas, que se producen

en la reacción se denominan productos o sustancias resultantes.

Existen evidencias experimentales que confirman la realización de una reacción química, como

lo son, por ejemplo: la liberación de un gas, un cambio permanente de color, el desprendimiento

de calor, la emisión de luz, la formación o la desaparición de un precipitado, etc.

iniciemos

Es

muy

fácil

……

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Ecuaciones químicas.

1. ECUACIONES QUÍMICAS.

Una ecuación química usa los símbolos y fórmulas de los reactivos y productos, y otros

términos simbólicos para representar una reacción química. Las ecuaciones se escriben

siguiendo los siguientes pasos:

1. Los reactivos se separan de los productos con una flecha ( ) que indica el sentido de

la reacción. Una flecha doble ( ) indica que la reacción se efectúa en ambas

direcciones y establece un equilibrio entre los reactivos y los productos.

2. Los reactivos se colocan a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha. Un signo

(+) se coloca entre cada reactivo y entre cada producto, cuando es necesario.

3. Las condiciones necesarias para efectuar la reacción pueden, si se desea, colocarse arriba

o abajo de la flecha o signo de igualdad. Por ejemplo, una letra delta mayúscula ( )

colocada sobre la flecha ( ) indica que se suministra calor a la reacción.

4. Se colocan coeficientes (números enteros) frente a los símbolos de las sustancias (por

ejemplo, 2 H2O) para equilibrar o balancear la ecuación e indicar el número de unidades

fórmula (átomos, moléculas, moles, iones) de cada sustancia que reacciona o que se

produce. Cuando no se indica número alguno, se sobrentiende que se trata de una unidad

fórmula.

5. El estado físico de la sustancia se indica mediante los siguientes símbolos: (s) para el

estado sólido; (l) para el estado líquido; (g) para el estado gaseoso; y (ac) para las

sustancias en solución acuosa.

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6. Empiece con las partes más complejas, es decir con los compuestos que tienen varios

elementos. En algunos casos, simplemente consiste en ajustar primero los átomos

diferentes al hidrógeno y al oxígeno.

7. Ajuste el hidrógeno y el oxígeno agregando agua si es necesario, después de que todos

los otros elementos estén balanceados.

8. Deje los elementos en estado libre hasta el último momento, ya que cambiando los

coeficientes de estos sólo cambian esta clase de átomos. Por ejemplo, cuando se escribe

un 2 delante del H2O, se duplica el número de átomos de hidrógeno y oxígeno, pero

cuando se escribe un 2 delante del Al sólo cambia el número de átomos de Al.

9. Para reacciones con iones poliatómicos, ajuste el ion como grupo. Por ejemplo, el SO4-2 se

ajusta como ion sulfato y no como átomos de S y átomos de O.

10. Generalmente, si aparecen fracciones en la ecuación, se multiplica todo por el número

más pequeño que elimine esta fracción. No es esencial hacer desaparecer las fracciones,

sin embargo, es más simple en la mayoría de los casos. Además, asegúrese al final, que

todos los coeficientes estén en relación o proporción más baja posible; si no es el caso,

simplifique.

Empezando por el fosfato de magnesio (la parte más compleja) y considerando el fosfato de

magnesio como grupo, escribimos un 2 delante del H3PO4 para ajustar el grupo fosfato y un 3

delante de Mg(OH)2 para ajustar el Mg dando como resultado:

Únicamente nos queda el hidrógeno y el oxígeno. Observando el hidrógeno, hay 12 átomos en la

izquierda y por tanto necesitamos escribir un 6 delante del H2O. igual se ajusta el O que son en

total 14.

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ACTIVIDAD DE APRECIACIÓN

Completa y balance las siguientes ecuaciones químicas, emplea el método de tanteo.

H2O + O2 →

CH4 + O2 →

SO2 + O2 →

Na + H2O →

Al + Cl2 →

S + Fe →

K + H2O →

ACTIVIDAD DE EVALUACIÓN SUMATIVA:

Completa y balance las siguientes ecuaciones químicas, emplea el método de tanteo.

NaOH + H2SO3 →

NaCl + AgNO3 →

K + HNO3 →

KClO3 + calor →

H2O2 →

Zn + HCl →

CaCO3 + calor →

H2 + Br2 →

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Reacciones químicas.

2. CLASES DE REACCIONES

2.1. DE COMBINACIÓN, ADICIÓN O SÍNTESIS. Cuando a partir de dos o más sustancias se

obtiene una.

H2 + Cl2 → HCl

2.2. DE DESCOMPOSICIÓN O ANÁLISIS. Cuando a partir de una sustancia se obtienen dos

o más.

KClO3 → KCl + O2

2.3. SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO SIMPLE. Un elemento reemplaza a otro en un

compuesto.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl

2.4. DOBLE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO DOBLE. Dos especies (elementos, iones)

reemplazan a otros dos en compuestos.

NaOH + HCl → NaCl + H2O

2.5. IÓNICAS. Una o varias especies se presentan en forma iónica. En contraposición

existen las reacciones moleculares, es decir, no aparecen iones. Los casos anteriores

son ejemplos de reacciones moleculares.

Fe+2 + Cl2 →Fe+3 + Cl-1

2.6. DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN. Dos o más elementos cambian su estado de oxidación.

Siembre debe haber por lo menos una especie que se oxida y una que se reduce.

2.7. ENDOTÉRMICAS Y EXOTÉRMICAS. Son reacciones que requieren calor. De lo contrario

la reacción no ocurre. Se puede representar de varias formas.

KClO3 KCl + O2

KClO3 + calor → KCl + O2

EXOTÉRMICAS. Son reacciones que liberan o desprenden calor. Es el caso de todos

los

combustibles (sólidos, líquidos o gaseosos).

C3H8 + O2 → CO2 + H2O + calor

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Conceptos para recordar.

Modelos de las reacciones químicas.

Reacciones de síntesis: Se combinan dos o más reactivos para formar un solo compuesto, como es el caso del hidrógeno y el oxígeno, que, al reaccionar, forman el agua.

Reacciones de descomposición: En estas, a partir de un solo compuesto, se obtienen dos sustancias. Por ejemplo, la deshidrogenación del etano para formar etileno, usando paladio como catalizador.

Reacciones de sustitución: En este caso, un átomo desplaza a otro que formaba parte de un compuesto. Esto sucede con el cloruro de calcio que, al reaccionar con el Flúor, se forma fluoruro de Calcio y Cloro molecular.

H2+12O2→H2O

C2H6→C2H4+H2

CaCl2+F2→CaF2+Cl2

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Reacciones de doble sustitución: Son reacciones en las que se hace un doble intercambio de compuestos entre dos sustancias que reaccionan. Esto sucede en la reacción de nitrato de plata y ácido clorhídrico, donde se forma cloruro de plata, más ácido nítrico.

ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE

Laboratorios virtuales.

Copia el link que se da a continuación y pégalo en tu navegador favorito para abrir la

experiencia de laboratorio.

https://youtu.be/P4GdCd0OyYY Laboratorio Tipos de reacciones.

https://youtu.be/Qc2pWUIzP2k Laboratorio reacción de precipitación

https://youtu.be/2x0FyLUOTCI Precipitación del carbonato de calcio

https://youtu.be/-LSFUF1tj0s Reacción de simple desplazamiento

Al(NO3)2+2HCl→AlCl3 + 2HNO3

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ACTIVIDAD DE APRECIACIÓN

Clasifica las siguientes reacciones conforme a la imagen anterior.

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ACTIVIDAD DE EVALUACIÓN SUMATIVA:

Clasifica las siguientes reacciones químicas en los diferentes tipos estudiados en clases:

a) H2SO4(ac) + 2KOH (ac) → K2SO4(ac) + H2O(l) __________________________

b) 2Rb(s) + Br_2(l) + Calor → 2RbBr(s) ____________________________

c) 2KI (ac) + F2(g) → 2KF (ac) + I2(s) ____________________________

d) CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(s) ____________________________

e) S(s) + O2(g) → SO2(g) ____________________________

f) BaCO3(s) + Calor → BaO(s) + CO2(g) ____________________________

g) HgS(s) + O2(g) → Hg(l) + SO2(g) ____________________________

h) AgNO3(ac) + HCl(ac) → AgCl(s) + HNO3(ac) ____________________________

i) 2HI (ac) + H2O2(ac) → I2(s) + 2H2O(l) ____________________________

j) RbOH(ac) + HNO3 → RbNO3(ac) + H2O(l) ____________________________

k) N2O5(s) + H2O(l) → 2HNO3(ac) ____________________________

l) MgO(s) + H2O(l) + Calor → Mg (OH)2(s) ____________________________

m) PbSO4(s) + PbS(s) + Calor → 2Pb(s) + 2SO2(g) ____________________________

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Guía No. 3

Métodos de balanceo de ecuaciones químicas

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Métodos de balanceo.

3. MÉTODOS DE BLANCEO.

2.1 DE TANTEO PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS.

Consiste en ensayar coeficientes (enteros o fraccionarios) de menor a mayor valor y

comparar el número de cada uno de los moles del primero y segundo miembro de la

ecuación. Este es un método muy efectivo cuando se trata de ecuaciones sencillas.

Ejemplo, KClO3 → KCl + O2

Al inspeccionar esta ecuación, observamos que en el primer miembro hay 1 mol de

potasio y 1 mol de cloro, al igual que en el segundo miembro; pero, en el primer miembro

hay 3 moles de oxígeno mientras que en el segundo solo hay 2 moles, por los tanto, la

ecuación no está balanceada o ajustada.

Para proceder a balancearla ensayemos el coeficiente 2 para:

2KClO3 → KCl + O2

Ahora hay 2 moles de potasio y 2 moles de cloro en el primer miembro, éste mismo

número de moles debe aparecer en el segundo miembro. Como no es posible modificar

los subíndices en la fórmula KCl, entonces procedemos a colocar el coeficiente 2 al KCl,

quedando así ajustados el potasio y el cloro:

2KClO3 →2KCl + O2

Tal y como está la ecuación, hay 6 moles de oxígeno en el primer miembro y 2 moles en

el segundo, no pudiéndose modificar el subíndice del oxígeno, la solución es colocar el

coeficiente 3 al O2 quedando:

2KClO3 →2KCl + 3O2

Quedando la ecuación totalmente equilibrada, es decir, el número de moles de cada

especie que hay en el primer miembro es igual al número de moles que hay en el segundo

miembro.

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A. Balance por Tanteo El método de tanteo para balancear una ecuación química consiste en igualar el número y clase de átomos, iones o moléculas reactantes con los productos a fin de cumplir la Ley de la conservación de la materia. Como todo lleva un orden a seguir, éste método resulta más fácil si ordenamos a los elementos de la siguiente manera: Balancear primero Metales y/o no metales Oxígenos Hidrógenos De esta manera, nos resulta más fácil, ya que el mayor conflicto que se genera durante el balanceo es causado principalmente por los oxígenos e hidrógenos. Balancear por el método de tanteo consiste en colocar números grandes denominados "Coeficientes" a la derecha del compuesto o elemento del que se trate. De manera que Tanteando, logremos una equivalencia o igualdad entre los reactivos y los productos. Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación química:

Continuamos: ¿Cuántos oxígenos hay en el primer miembro? Encontramos 4 porque 3 más 1 es igual a 4 Y ¿Cuántos en el segundo? Encontramos 6 porque el dos (situado a la izquierda del Fe) se multiplica por el subíndice encontrado a la derecha del paréntesis final y se multiplica 2*3 = 6 Por lo tanto en el segundo miembro hay 6 oxígenos. Entonces colocamos un 3 del lado izquierdo del hidrógeno en el primer miembro para tener 6 oxígenos

Posteriormente, Vamos con los hidrógenos, en el primer miembro vemos que hay 6 hidrógenos y en el segundo igualmente 6. Entonces concluimos de la siguiente manera:

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ACTIVIDAD DE APRECIACIÓN

2.2 MÉTODO DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS. En

una ecuación química se cumplen tres condiciones de acuerdo con la ley de

conservación de la masa:

A. La masa de los reactivos = a la masa de los productos

B. Electrones ganados = Electrones perdidos

C. Suma total de cargas de las especies en los reactivos = suma total de cargas en las

especies de los productos. En las reacciones moleculares esta condición se cumple

siempre (aún sin balancear la reacción) porque la suma en reactivos y productos es cero.

Ejemplo: Balancear por REDOX la ecuación:

Fe2O3 + CO → Fe + CO2

PRIMER PASO: Determinar y asignar el número de oxidación a cada elemento y escribirlo

encima del símbolo respectivo: +3 -2 +2 -2 0 +4 -2

Fe2 O3 + C O → Fe + C O2

SEGUNDO PASO: Determinar cuáles elementos cambian su estado de oxidación al pasar

de reactivos a productos:

Fe: de +3 a 0 C: de +2 a +4

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TERCER PASO: Calcular el cambio de electrones por cada elemento y por todos los

elementos de la molécula. Estos cambios se simbolizan con flechas, en sentido hacia el

elemento cuando los electrones son tomados y hacia afuera del elemento cuando son

cedidos. Cada átomo de hierro tomó 3 electrones (su número de oxidación disminuyó de

+3 en los reactivos a cero en los productos), como la molécula de Fe2O3 contiene 2

átomos de Fe, entonces la molécula toma 6 electrones en total. Cada átomo de carbono

cedió 2 electrones (su número de oxidación aumentó de +2 en los reactivos a +4 en los

productos), como la molécula de CO contiene 1 solo átomo en total la molécula cede 2

electrones.

CUARTO PASO: Multiplicar estos números, que representan el cambio de electrones por

molécula (6 y 2), por factores tales que se cumpla que, el número de electrones cedidos

sea igual al número de electrones ganados. Generalmente se acostumbra a tomar como

factores de multiplicación los mismos números calculados como cambio de electrones

por molécula y se multiplican en cruz.

Los factores de multiplicación son (1) y (3) con los cuales conseguimos que:

6 x (1) = 6 Total de electrones tomados (recibidos, ganados)

2 x (3) = 6 Total de electrones cedidos (perdidos, liberados)

QUINTO PASO: Asignar como coeficientes de las moléculas afectadas los factores de

multiplicación encontrados en el paso anterior:

1Fe2O3 + 3CO → Fe + CO2

SEXTO PASO: Terminar el balanceo por tanteo:

1Fe2O3 + 3CO → 1Fe + 3CO2

SÉPTIMO PASO: Simplificar todos los coeficientes si es posible.

45

ACTIVIDAD DE APRECIACIÓN

ACTIVIDAD DE EVALUACIÓN SUMATIVA:

Balancear las siguientes ecuaciones por los métodos de tanteo o redox (ión-electrón), según el

caso que se presente:

Ca + HCl → CaCl2 + H2

Fe + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2

P2O5 + H2O → H3PO4

Fe (OH)3 + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2O

Mn2O7 → MnO2 + O2

KI + KNO2 + H2SO4 = I2 + NO + K2SO4 + H2O

KI + H2SO4 = K2SO4 + I2 + H2S + H2O

C + H2SO4 = CO2 + SO2 + H2O

46

Infografía

o https://www.monografias.com/trabajos106/tipos-balanceo-ecuaciones/tipos-balanceo-

ecuaciones.shtml

o https://www.nerditos.com/balanceo-ecuaciones-balanceo-tanteo/

o https://www.youtube.com/watch?v=wl_HCBxpBs0

o https://youtu.be/XxWA1ZvD7as

o https://youtu.be/HBhVcpXu0Ck

o https://youtu.be/ibJ3swECwMo

o https://youtu.be/t0UN1dnKUoI

o https://youtu.be/dtTi_xUeBlY

o https://youtu.be/W244hx2W-qs

o https://youtu.be/WqahumJGxNA

o https://youtu.be/XtQUv4COPxw

o https://youtu.be/k1vfwYwxtW4

o https://youtu.be/4Okc_cqvex8

47

Guía No. 4

Reacciones químicas en nuestro medio

En seres vivos, atmósfera y la industria,

Indicaciones Generales

Antes de trabajar los contenidos revise los objetivos propuestos y los indicadores de logro para

que enfrente los hechos y determine el grado de importancia de cada actividad presentada.

Estudie y trabaje el contenido, cuando considere que tiene el dominio proceda a completar las

actividades. Puede desarrollar las actividades en hojas o en un cuaderno, tomar las imágenes,

organizarlas y enviarlas a través del correo institucional.

Objetivo general

- Reconoce situaciones del contexto y de la vida cotidiana en las que se manifiestan

diferentes tipos de reacciones químicas.

48

Objetivo Específico:

- Identifica y pone en práctica lo aprendido en clases sobre las reacciones químicas en los

diferentes eventos que observe en su entorno.

- Reconoce las evidencias de las reacciones que ocurren en nuestro entorno.

Indicadores de logro

Reconoce la importancia de las ecuaciones químicas para la representación y comprensión de

procesos biológicos, industriales, atmosféricos y otras situaciones del entorno.

Reacciones químicas en nuestro entorno

Combustión:

Es una reacción de oxidación en la cual se desprende calor y luz manifestándose como fuego u

otros. Se lleva a cabo cuando se alcanza una temperatura mínima llamada temperatura de

ignición que se define como la temperatura en °C y a 1 atm de presión a la que los vapores de un

combustible arden espontáneamente

Combustible + O2 → H2O + CO2 + energía

Oxidación -reducción

Es la reacción de los metales con oxígeno. El metal se oxida.

Lluvia ácida

Cuando la humedad en el aire se combina con los óxidos de nitrógeno, el dióxido de azufre y el

trióxido de azufre emitidos por fábricas, vehículos.

Ecuación combustible + O2 →

Digestión de alimentos:

La digestión se basa en las reacciones químicas entre los alimentos y los ácidos y las enzimas para

descomponer las moléculas en nutrientes que el cuerpo puede absorber y utilizar.

Fotosíntesis

Es el proceso por el cual las plantas verdes fabrican su propia comida. Esto ocurre en presencia

de luz solar y otras materias primas, a saber, dióxido de carbono y agua. El pigmento de clorofila

recoge la energía luminosa de la luz solar, que se convierte en glucosa.

49

6CO2+ 6H2O + hν → C6H12O6 + 6O2

CO2 + H2O + sales minerales → Glucosa, almidón, lípido etc. O2

Respiración anaeróbica:

Debido al sobre ejercicio, a veces nuestras células corporales se quedan sin oxígeno y respiran

anaeróbicamente. Esto causa la síntesis de ácido láctico. La respiración anaeróbica se observa en

algunas bacterias, levaduras y otros organismos. La ecuación de respiración anaeróbica es:

C6H12O6 → 2C3H6O3 + Energía (2ATP)

Antiácidos

NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + H2O + CO2

Llorar por la cebolla

Al cortar la cebolla se liberan sulfóxidos junto en enzimas que lo degradan a ácidos sulfénicos un

compuesto organosulfúrico de fórmula R-SOH que es irritante a los ojos

Medicamentos y drogas:

Algunos medicamentos son moléculas que bloquean parcialmente la actividad hormonal

producida por un estímulo determinado (por ejemplo, medicamentos de la tensión o

antiepilépticos) mientras que otros son inhibidores enzimáticos como los por ejemplo los

analgésicos.

Descomposición orgánica:

La descomposición de comida orgánica o incluso de seres vivos son reacciones de oxidación

producidas por bacterias que degradan las macromoléculas bioquímicas en moléculas sencillas

como nitritos, nitratos, CO2 y agua.

Producción de plástico

El petróleo es una mezcla de sustancias llamadas hidrocarburos, muy distintas en cuanto

a densidad y propiedades

De él, se separan, por métodos físicos como la destilación, distintas

fracciones. La más ligera contiene compuestos importantísimos para la industria

química de síntesis. Uno de esos compuestos es, por ejemplo, el eteno o etileno

(C2H4). Al calentarlo con oxígeno a altas presiones, las moléculas de etileno se unen entre

sí, formando cadenas de millones de ellas. De esta manera, se obtiene el POLIETILENO, el

plástico de los envases.

50

Pila salina

Una pila salina es un pequeño depósito de cinc recubierto de plástico con una barrita de grafito

en su centro y relleno de una pasta húmeda que contiene dióxido de manganeso, dicloruro de

cinc y cloruro amónico

El polo positivo de la pila o cátodo es la barra de grafito, sobre la cual se reduce

(gana electrones) el manganeso, transformándose el dióxido de manganeso en trióxido de

di manganeso

El polo negativo o ánodo es el recipiente de cinc, el cual se oxida (pierde

electrones), transformándose en ion Zn2+, que se une al amoníaco procedente del cloruro

amónico. Los electrones intercambiados en el proceso forman la corriente eléctrica producida

por la pila

Referencias

https://www.lamanzanadenewton.com/materiales/aplicaciones/lrq/re_07.html

. https://www.lifeder.com/reacciones-quimicas-vida-cotidiana/

https://www.guao.org/sites/default/files/biblioteca/Balanceo%20de%20ecuaciones%20qu%C3

%ADmicas_0.pdf

página para práctica balance por tanteo https://phet.colorado.edu/sims/html/balancing-

chemical-equations/latest/balancing-chemical-equations_es.html

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Guía No. 5

Estequiometria en reacciones químicas

Estequiometria en reacciones químicas.

Objetivo de Aprendizaje:

Realiza cálculos estequiométricos de reactivos y productos a partir de ecuaciones químicas

balanceadas.

Indicador de logro:

Calcula, en forma individual y grupal, cantidades de reactivos y de productos que intervienen en

una reacción.

Determina, en forma individual y grupal, el reactivo limitante, el reactivo en exceso y el

porcentaje de rendimiento de una reacción.

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Logros de aprendizaje:

Calcula las cantidades de reactivos o productos según el caso empleando una ecuación química

balanceada para determinada reacción, identificando los reactivos limitantes y en exceso.

INTRODUCCIÓN

La Estequiometría es la parte de la química que se refiere a la determinación de las masas de

combinación de las substancias en una reacción química, hace referencia al número relativo de

átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la

calificación de una reacción química, en otras palabras se puede definir como la parte de la

Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en

reacciones químicas.

Para entender mejor a esta rama de la química, es necesario establecer algunos conceptos como

lo es; mol que se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número

de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C, así como también La reacción química

se define como, el proceso mediante el cual una o más sustancias sufren un proceso de

56

transformación; entre otras definiciones importantes las cuales se estará desarrollando de una

manera más explícita y detallada en la siguiente investigación realizada.

Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes (o también conocidos

como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se

pueden deducir a partir de la teoría atómica. La estequiometría es la ciencia que mide las

proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están

implicados.

Razón molar

1. RAZÓN MOLAR

A. MÉTODO DE LA RELACIÓN MOLAR

Se conocen varios métodos para resolver problemas estequiométricos, uno es el método

molar o de la relación molar.

La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que

intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción

iniciemos

Es

muy

fácil

……

57

Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son:

La relación molar es un factor de conversión cuyo fin es convertir, en una reacción química, la

cantidad de moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles de otra sustancia.

Por ejemplo, si deseamos calcular la cantidad de moles de H2O que se pueden obtener a partir

de 4.0 mol de O2, usaremos la relación molar:

B. COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS

Como sabemos, los coeficientes estequiométricos nos indican la proporción de moles con las que

participa cada reactivo o se forma cada producto, por ello es importante que sepamos identificar

las moles de los reactivos que participan y su relación con las moles de los productos,

independientemente del estado de agregación en el que participan.

C. RELACIONES Y CÁLCULOS CON ESTEQUIOMETRIA

La estequiometría establece relaciones entre las moléculas o elementos que conforman los

reactivos de una ecuación química con los productos de dicha reacción. Las relaciones que se

58

establecen son relaciones MOLARES entre los compuestos o elementos que conforman la

ecuación química: siempre en MOLES, NUNCA en gramos.

La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas (de

cantidades) entre los reactivos y los productos en una ecuación química y

se basa en la ecuación balanceada.

Los coeficientes estequiométricos de una reacción química sólo nos indican

la proporción en la que reaccionan dichas sustancias. No nos dicen cuánto

están reaccionando.

Analicemos la siguiente ecuación química balanceada: C7H8 + 9 O2 → 7 CO2 + 4 H2O

Podemos establecer las siguientes relaciones:

• Por 1 mol de C7H8 que reacciona, se necesitan 9 moles de O2. En pocas palabras, estamos

estableciendo una regla de tres, la cual también la podemos escribir como un factor de

conversión unitario:

• También podemos establecer relaciones entre las moles de O2 y las moles de

CO2 producidas o la relación entre las moles de H2O producidas y la cantidad de

O2 necesarias para producirla, tal y como podemos observar en las siguientes relaciones

estequiométricas:

59

Las distintas operaciones matemáticas que permiten calcular la cantidad de una sustancia que

reacciona o se produce en una determinada reacción química reciben el nombre de

cálculos estequiométricos.

El conocimiento de la estequiometría permite determinar las cantidades de reactivos necesarios

y las cantidades de productos que se forman.

Existe una gran cantidad de métodos disponibles para resolver los problemas de estequiometría:

Masa/masa, mol/masa, masa/mol, mol/mol.

D. CÁLCULOS CON ESTEQUIOMETRIA

Una reacción química balanceada, nos informa sobre las relaciones molares entre reactantes y

productos.

Cuando se lleva a cabo una reacción química ya sea, en el laboratorio, en una fábrica o en la

naturaleza, las cantidades que se emplean pueden ser muy variadas y se conocen como las

condiciones de reacción. Las relaciones estequiométricas, nos permitirán conocer la cantidad de

producto que esperamos en las reacciones químicas, dicho de otra manera, estas relaciones nos

permiten conocer cuánto se producirá o cuánto se necesitará de una sustancia, cuando la

reacción ocurre a esas condiciones.

Ejemplo 1, calcular:

¿Cuántos moles de cloruro de magnesio (MgCl2), se producirán, si se hacen reaccionar 2,4 g de

Mg con suficiente cantidad de ácido clorhídrico (HCl)? (estas son las condiciones de reacción).

La reacción química es la siguiente:

Mg(s) + HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g)

El primer paso será balancear la ecuación, esto permite conocer las relaciones estequiométricas

existentes entre reactivos y productos.

Mg(s) + 2 HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g)

60

El segundo paso, como las relaciones estequiométricas se establecen en moles, debemos

conocer a cuántas moles equivale la cantidad en gramos del reactivo. Si la masa molar del Mg

es igual a 24 g/mol, tendremos que a las condiciones de la reacción descrita anteriormente, se

están haciendo reaccionar 0,1 mol de Mg.

El tercer paso, analizamos las relaciones estequiométricas descritas en la ecuación balanceada.

Podemos ver que la relación entre el Mg (reactivo) y el MgCl2 (producto) es 1:1; por lo que

podemos concluir que a las condiciones de esa reacción se producirán 0, 1 mol de MgCl2.

Ejemplo 2, calcular:

La actividad industrial produce la emisión de una gran cantidad de gases contaminantes a la

atmósfera; vapor de agua, dióxido de carbono, metano, óxidos de nitrógeno, ozono y CFC’s

(clorofluorocarburos). Estos gases son los responsables de la calidad del aire que respiramos. Una

concentración elevada de gases contaminantes puede producir enfermedades respiratorias e

incluso la muerte en los seres vivos. Por tal razón, se ha buscado disminuir la emisión de estos

gases en la atmosfera. Una forma efectiva de eliminar los óxidos de nitrógeno de las emisiones

gaseosas es hacerlo reaccionar con amoniaco, de acuerdo con la siguiente reacción: NH3 + NO →

N2 + H2O. De acuerdo con lo señalado anteriormente: Calcule los gramos de amoníaco que se

necesitarán para que reaccionen 12,5 moles de monóxido de nitrógeno.

Solución.

Datos:

gramos NH3 =?

moles NO = 12,5moles

Balanceamos por tanteo la ecuación química proporcionada:

4NH3 + 6NO → 5N2 + 6H2O

La cantidad de amoniaco necesaria para reaccionar con las 12,5 moles de monóxido de nitrógeno

se calcula partiendo de la estequiometria de la reacción:

61

4NH3 + 6NO → 5N2 + 6H2O

4 moles = 4,17 = 68g 6 moles 5 moles 6 moles

X 12,5moles

68g NH3 —————- 6 moles NO

X ————————- 12,5moles NO

Aplicando regla de tres, teres tenemos: 12,5 moles de NO x 68g NH3 / 6 moles NO, dónde los

moles de NO se cancelan quedándonos la cantidad de 141,67 gramos de NH3 que se requiere.

ACTIVIDAD DE APRECIACIÓN

Razón molar.

Determine la relación molar de cada una de las especies que participan en la siguiente reacción.

Determine las relaciones estequiometrias de la siguiente ecuación química

(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + 4 H2O + N2

ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE.

Revisar la siguiente dirección, dónde proponen ejemplos de problemas de razón molar.

https://youtu.be/089pDPxYGCE

https://youtu.be/hNsXXxesSjk

https://youtu.be/vLtKP-a9_Qc

ACTIVIDAD DE EVALUACIÓN SUMATIVA:

Determinar todas las posibles razones molares para las ecuaciones

a) HgS(s) + O2(g) → Hg(l) + SO2(g)

b) 2HI (ac) + H2O2(ac) → I2(s) + 2H2O(l)

c) N2O5(s) + H2O(l) → 2HNO3(ac)

Determinar las razones molares que se dan entre el AgNO3(ac) con el HNO3(ac)

a) AgNO3(ac) + HCl(ac) → AgCl(s) + HNO3(ac)

Determinar las razones molares que se dan entre el HNO3 y el H2O

a) RbOH(ac) + HNO3 → RbNO3(ac) + H2O(l)

62

2. REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO.

Analicemos la siguiente analogía: En la cafetería de Artes tienen una “ecuación” para preparar

pan con jamón. Ellos requieren de 1 jamón y 2 rebanadas de pan de molde, por cada pan con

jamón que deban preparar.

La “ecuación” la podemos representar de la siguiente forma:

1 JAMÓN + 2 REBANADAS DE PAN --> 1 “PAN CON JAMÓN"

Analicen y respondan las situaciones siguientes:

1. Si se cuenta con 15 jamones y:

• 38 rebanadas de pan, ¿cuántos panes con jamón se podrán preparar?, ¿sobrará alguna

pieza? ¿cuántas?

• 28 rebanadas de pan, ¿cuántos panes con jamón se podrán preparar?, ¿sobrará alguna

pieza? ¿cuántas?

2. En el punto 1, establece para cada situación, quién limita la producción de panes con jamón,

las rebanadas de pan o el jamón. Es decir, quién es el “reactivo limitante” para cada situación.

Una vez lo analizamos, podemos tener ya una idea y una definición de reactivo limitante.

• El reactivo limitante será aquél que se agote primero en la reacción.

• El reactivo en exceso será aquel que no se agote por completo durante la reacción.

• La cantidad de producto que se obtenga de la reacción dependerá siempre de la cantidad

de reactivo limitante que se tenga en la reacción.

A. CÁLCULOS DE REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO

Ejemplo 1

La reacción de combustión del propano es la siguiente:

C3H8 (g) + 5 O2 → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)

• Si se hacen reaccionar 3 moles de C3H8 con 20 moles de O2. ¿Cuál de los dos será el

reactivo limitante?

63

Podemos realizar los cálculos de dos maneras:

• Teniendo en cuenta la información del C3H8. Diremos que para que reaccionen

todas las moles de C3H8 (3 moles) se requieren:

• sólo se utilizarán 15 moles de O2 en la reacción. Éste será el reactivo en exceso, y

se tendrá al final de la reacción 5 moles de oxígeno que no han reaccionado

(excedente).

• Teniendo en cuenta la información del O2, Diremos que para que reaccionen todas

las moles de O2 (20 moles), se necesitarían:

Por lo tanto:

• Como sólo se tienen 3 moles de C3H8 (y no 4 moles como se necesitan para que se

consuma todo el O2).

• Se concluye que el Reactivo limitante, el que se agota es el C3H8, y el que está en

exceso será el O2.

Tengan en cuenta que por cualquiera de los dos caminos se llega la misma conclusión, que:

• el C3H8 es el reactivo limitante (puesto que éste limita la cantidad a reaccionar) y

• el O2 está en exceso (parte de éste quedará sobrando).

¿Qué especies estarán presentes al final de la reacción y en qué cantidad?

El reactivo limitante es el que determinará cuánto producto se formará

64

Luego, las moles de C3H8 son las que determinarán, cuántas moles de CO2 y H2O se producirán:

·

• Al inicio de la reacción se tenían 3 moles de C3H8 y 20 moles de O2.

• Al finalizar la reacción, se han formado 9 moles de CO2 y 12 moles de H2O además y

• también se tendrán las 5 moles de O2 que no reaccionaron (reactivo en exceso).

Ejemplo 2.

Haces reaccionar 21,3 g de nitrato de plata con 33,5 g de cloruro de aluminio para preparar

cloruro de plata y nitrato de aluminio. ¿Cuál es el reactivo limitante?

PRIMERO: Masas atómicas relativas: N = 14 ; O = 16 ; Al = 27 ; Cl = 35,5; Ag = 107,9

SEGUNDO: Escribe la ecuación química ajustada: 3 AgNO3 + AlCl3 Al(NO3)3 + 3AgCl

TERCERO: Calcula la cantidad de AgNO3 y de AlCl3, previo cálculo de las masas molares:

M(AgNO3) = 169,9 g/mol ; M(AlCl3) = 133,5 g/mol

n(AgNO3) = 21,3 g de AgNO3 ∙ 1 mol de AgNO3 / 169,9 g de AgNO3 = 0,125 mol de AgNO3

n(AlCl3) = 33,5 g de AlCl3 ∙ 1 mol de AlCl3 / 133,5 g de AlCl3 = 0,25 mol de AlCl3

La proporción estequiométrica indica que:

3 mol de AgNO3 / 1 mol de AlCl3 = 0,125 mol de AgNO3 / n(AlCl3)

n(AlCl3) = 0,041 mol de AlCl3

Como 0,041 < 0,25 , el reactivo limitante es el AgNO3, que se consume totalmente, mientras

que está en exceso el cloruro de aluminio.

La cantidad de reactivo excedente que queda sin reaccionar es: 0,25 - 0,04 = 0,21 mol de

AlCl3

m(AlCl3) = 0,21 mol ∙ 133,5 g/mol = 28 g de AlCl3

65

Para calcular el cloruro de plata debes utilizar el reactivo limitante:

ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE.

Revisar la siguiente dirección, dónde proponen múltiples ejemplos de reactivo limitante y en

exceso.

https://media.up.ltmcdn.com/es/ejercicios/1/7/9/solucion_ejercicios_de_reactivo_limitante

ACTIVIDAD DE APRECIACIÓN.

Se hacen reaccionar tolueno (C7H8), con O2, para producir dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

1. Si en la ecuación química descrita, las condiciones de reacción son hacer reaccionar 10 moles de tolueno, con suficiente cantidad de oxígeno. Determina la cantidad de:

• Oxígeno que se necesitarán para que todo el tolueno reaccione. • dióxido de carbono y de agua que se producen. Exprese la cantidad en gramos.

2. Teniendo en cuenta la misma reacción, determine: • La cantidad (en gramos) de tolueno que será necesaria para producir 380 g de dióxido de

carbono.

ACTIVIDAD DE EVALUACIÓN SUMATIVA:

ACTIVIDAD DE REFLEXIÓN INICIAL:

Imaginemos que queremos hacer emparedados o sándwiches. Para un emparedado necesitamos

2 rebanadas de pan y 1 de jamón. Pensemos ahora que tenemos 20 rebanadas de pan y

solamente 5 rebanadas de jamón.

a) ¿Cuántos emparedados podremos hacer? ___________

66

b) ¿Por qué? Trata de hacer un análisis profundo y contesta argumentando.

c) ¿Cuál es el ingrediente que se termina primero? ______________________

d) ¿Cuál el ingrediente que tenemos en exceso? _______________________

A altas temperaturas el azufre se combina con el hierro para formar el sulfato de hierro (II) café

oscuro:

En un experimento 7.621 g de Fe se dejan reaccionar con 8.669 g de S.

a) ¿Cuál de los dos es el reactivo limitante?

b) Calcula la masa de FeS formada

c) c) ¿Qué cantidad del reactivo excedente (en g) queda al final de la

reacción?

Dada la siguiente reacción:

MgBr2(aq) + 2AgNO3 --> 2AgBr+ Mg (NO3)2 (aq)

a) ¿Cuántos gramos de bromuro de plata se pueden formar cuando se mezclan soluciones que

contienen 50 g de MgBr2 y 100 g de AgNO3?

b) ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso se quedaron sin reaccionar?

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UREA [(NH2)2CO] se usa como fertilizante, como alimento para animales y en la industria de los

polímeros. Se prepara por reacción del amoniaco con el dióxido de carbono:

En cierto proceso, se hacen reaccionar 637.3 g de NH3 con 1141 g de CO2.

a) ¿Cuál de los dos reactivos es el limitante?

b) Calcular la masa de (NH2)2CO formada.

c) ¿Qué cantidad del reactivo excedente (en g) queda al finalizar la reacción?

68

3. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.

Dentro del ámbito de la química, el rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que

puede crear una reacción química. En realidad, la mayoría de las reacciones no tienen una

eficacia perfecta. Al realizar el experimento, obtendrás una cantidad menor, lo que se

denomina rendimiento real. Si quieres expresar la eficacia de una reacción, puedes calcular

el rendimiento porcentual mediante la siguiente fórmula: % de rendimiento = (rendimiento

real/rendimiento teórico) x 100. Un rendimiento porcentual del 90 % significa que la reacción

tuvo un 90 % de eficacia, mientras que un 10 % de los materiales se desperdiciaron (no lograron

una reacción o no se recuperó su producto).

Analicemos el siguiente problema a través de las imágenes.

Hallar el reactivo limitante y su porcentaje de rendimiento para el CO2.

Tenemos la siguiente ecuación:

Debido a que los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química, cada

elemento debe tener la misma cantidad de átomos en el lado derecho e izquierdo.

Ahora calcularemos las masas molares de cada especie, que participará en la reacción:

69

Se tienen inicialmente 40 g de oxígeno y 26 g de glucosa, debemos hacer la conversión de ambas

a moles:

Al obtener los moles hacemos la división entre la cantidad menor de moles para obtener la

relación entre ambas:

La ecuación química balanceada nos brinda la cantidad de moles participantes en la reacción en

condiciones ideales:

70

Comparamos las cantidades de cada especie ideal y real, el de menor cantidad será el limitante.

Se procede a hacer la relación entre la especie limitante con otra de las sustancias de la reacción,

el CO2

Se observa que la relación estequiométrica que presenta la ecuación ideal es de 6 a 1, a favor del

reactivo limitante.

Cuando determinamos la cantidad de moles total de glucosa, sabiendo que un mol es 0,139

entonces la presencia de CO2 es 6 veces mayor.

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Multipliquemos el peso molecular del CO2 por la cantidad de moles totales y obtendremos los

gramos de CO2:

La ecuación para determinar el porcentaje de rendimiento es la siguiente:

Aplicando la fórmula y empleando el rendimiento real que nos brinda la literatura podemos

calcular el porcentaje de rendimiento al dividirlo con el teórico y multiplicar por 100.

72

ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE.

Revisar la siguiente dirección, dónde proponen ejemplos de porcentaje de rendimiento de una

reacción. https://youtu.be/mA9fBk2JuSk , https://youtu.be/OtqU1DKNywA ,

https://youtu.be/zE2KJJ6T2Nk

ACTIVIDAD DE APRECIACIÓN

Resuelve los siguientes problemas:

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).

2 H2S + SO2 ---------> 3S + 2H2O

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)

Sb4 + 6 Cl2 --------> 4 SbCl3

ACTIVIDAD DE EVALUACIÓN SUMATIVA:

Resuelva los siguientes problemas:

Calcule el porcentaje de rendimiento (%R) de la siguiente reacción química:

2N2 + 5O2 → 2N2O5. Si se hace reaccionar 40 g de N2 con 55 g de O2, y se obtienen

experimentalmente 52 g de N2O5.

Selecciona colocándole una X la respuesta correcta:

El reactivo que producía menor cantidad de producto: a. Reactivo en exceso b. Reactivo limitante

¿Qué vamos a identificar en la resolución de problemas con el reactivo en exceso?

a. La cantidad de sustancia que quedaron sin reaccionar b. El reactivo que produce menor cantidad de producto c. La cantidad de sustancia que reaccionaron

El rendimiento de reacción es:

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a. la cantidad máxima de producto que una reacción completa puede formar, con base en cálculos estequiométricos.

b. es la cantidad de producto que se puede obtener al llevarse a cabo una reacción completamente.

c. es la cantidad de producto que se obtiene finalmente luego de llevar a cabo una reacción. La siguiente definición "es la cantidad de producto que se obtiene finalmente luego de llevar a cabo una reacción" corresponde a:

a. Rendimiento real b. Rendimiento teórico c. Rendimiento de reacción

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Infografía

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