COLEGIO PARTICULAR “BELLA UNION”PROF. PAUL CONDOR RICALDI CURSO: QUIMICA SEMANA Nº …… TERCER AÑO REACCIONES QUÍMICAS II BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS Balancear una ecuación es igualar la cantidad de átomos tanto de los reactantes como de los productos. Ejem. : Dónde : Reacción química : aA + bB wC + qD a + b = w + q a, b : coeficientes de los reactantes w, q : coeficientes de los productos I. METODO DEL TANTEO.Procedimiento: 1. Se iguala los no metales 2. Se iguala los metales 3. Se iguala los hidrógenos 4. Se iguala los oxígenos Ejem. : Balancear y sumar los coeficientes 1. N2 + H2 NH3 2. C3H8 + O2 CO2 + H2O METODO ALGEBRAICO.Procedimiento: 1. Colocar el coeficiente a cada compuesto. 2. Sacar la semi ecuación algebraica con los coeficientes. 3. Dar un vaor a un coeficiente que desarrolle a todas las semi ecuaciones. 4. Reemplazar y verificar su semi ecuación. Ejem. : 1. NH3 + O2 NO + H2O 2. Ca + H2SO4 + HCl SO + CaCl2 + H2O ¿Cuál de las siguientes ecuaciones a) Cl2 + O2 Cl2O3 b) CH4 + O2 CO2 + H2O c) Fe + HCl FeCl2 + H2 d) CO + H2O CO2 + H2 e) Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2 10. 3. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones después de balancear correctamente presenta el mayor producto de todos sus coeficientes? presenta la mayor suma de coeficientes? I. PAUL CONDOR RICALDI EJERCICIOS DE APLICACIÓN 1. Balancear por tanteo : a) C10H22 + O2 CO2 + H2O b) C10H10 + O2 CO + H2O c) C3H8O3 + O2 CO2 + H2O d) C8H16O + O2 CO2 + H2O e) C12H22O11 + O2 CO2 + H2O 2. H3BO3 + HF HBF4 + H2O V. NH4NO3 N2O + H2O IV. Balancear la siguiente ecuación y señalar el coeficiente del agua : C2H6 + O2 CO2 + H2O 4.COLEGIO PARTICULAR “BELLA UNION” PROF. Balancear : FeS + HNO3 Fe(NO3)3 + S + H2O + NO TAREA DOMICILIARIA 1. En la combustión completa del CnH2n + 2 la suma de todos los coeficientes de la reacción balanceada es a) 5n + 3 d) 7n + 5 7. Dada la ecuación no balanceada : Na + H2O NaOH + H2 b) (7n + 5)/2 e) 5n + 7 c) 6n + 4 . Utilice método del tanteo. Balancear y dar como respuesta la suma de coeficientes de los reactantes. Al + O2 Al2O3 III. S8 + O2 SO3 Balancear : HNO3 + Ag AgNO3 + NO + H2O 4. Balancear la ecuación : KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 8. Balancear la siguiente ecuación : MnO + HCl MnCl2 + H2O + Cl2 5. Balancear la siguiente ecuación : NaNO3 + Pb NaNO2 + PbO 6. H2 + Br2 HBr II. Balancear : HNO3 + H2S H2O + NO + S 9. SO2 + HNO3 + H2O H2SO4 + NO 3. Balancear e indicar la suma de coeficientes. KCl3 + S KCl + SO2 2. por lo tanto significa realizar cálculos o medida de cantidades de elementos en la formación de compuestos. Esta afirmación es correcta. Pondérales Leyes Estequiométricas II. Una planta industrial de ácido sulfúrico : en toda transformación química se tiene en cuenta la ley de conservación de masa y los cálculos estequiométricos. Volumétricas I. . Definición. en base a las leyes experimentales que gobiernan a éstas. Un aspecto fundamental de la estequiometría es que cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química y se tiene la ecuación química balanceada.COLEGIO PARTICULAR “BELLA UNION” PROF. I. PAUL CONDOR RICALDI ESTEQUIOMETRÍA I El término estequiometría proviene de las voces griegas Stoicheion (Elemento) y Metron (Medida). estas cantidades puede ser no sólo de elementos sino también de sustancias compuestas. Nota : La ecuación debe estar balanceada. Leyes Pondérales 1º Ley de Lavoisier o Ley de Conservación de la Materia “La materia no se crea ni se destruye solamente se transforma”. puesto que las leyes estequiométricas se basan en cálculos de cantidades de los elementos en las combinaciones químicas. Actualmente.La estequiometría es aquella parte de la Química que nos enseña a realizar cálculos de las cantidades de las sustancias químicas puras (simples o compuestas) que participan en las reacciones químicas. Debido a ello. la estequiometría se utiliza de manera rutinaria en los cálculos básicos dentro del análisis químico cuantitativo y durante la producción de todas las sustancias químicas que se utilizan la industria o que empleamos de manera cotidiana. se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y de los productos. . : masa : A + B C + D masas reac tan tes = masas productos donde : = suma 2 H 2 + 1 02 2 H 2 O 4g + 32g 36g 36g = 36g 2º Ley de las Relaciones Constantes y Definidas o Ley de Proust “En un proceso químico los reactantes y productos participan manteniendo sus moles ó masas en proporción fija. : moles masa Ley de Dalton Siempre que dos elementos se combinan para formar compuestos.. . PAUL CONDOR RICALDI Rxn : Ley : Ejm...... cualquier exceso no reacciona”. : 2 H2 + 1 O 2 2 mol 4g 8g Ejm........... constante y definida............... . NH3 .... Ejm.... el peso de uno de ellos permanece constante mientras que el peso del otro varía en una relación de números enteros y sencillos... : SO Sx + O2 Compuesto SO SO2 SO3 SO2 SO3 Peso de S 32 g 32 g 32 g Peso de O 16 = 1 x 16g 32 = 2 x 16 g 48 = 3 x 16 g N2 + + + H2 2 H 2O 2 mol 36 g 72g proporción fija moles masa 1 mol 32g 64g .. 3º Ley de las Proporciones Múltiples ...... ..... Ejm..COLEGIO PARTICULAR “BELLA UNION” PROF...... 3 mol g de Pb(NO3)2? NaI + Pb(NO3)2 PbI2 + NaNO3 a) 0. PAUL CONDOR RICALDI II.2 g d) 0.8 g de potasio con cloro suficiente según? K + Cl2 KCl a) 0. nos indican también los coeficientes volumétricos”. ¿Cuántas moles de cloruro de potasio se producirán al reaccionar 7.3 d) 0.4 c) 2 3.2 6.1 c) 0. SO2 + O2 SO3 P. Leyes Volumétricas 1º Ley de Volúmenes Constantes ó Ley de Gay – Lussac “En las reacciones gaseosas los coeficientes morales.(NH3 = 17.6 e) 0.g de PbI2 se obtiene al hacer reaccionar 0. = 201) HgO Hg + O2 a) 3.g de NaI con 0.(H = 1 .2 d) 0. K = 39) K + H2O KOH + H2 a) 180 d) 6 b) 90 e) 2 c) 45 . Ejm.M. Se combinan 40 g de SO2 y 25 g de O2 determine el porcentaje en masa del exceso con respecto a su masa inicial.2 mol .A.COLEGIO PARTICULAR “BELLA UNION” PROF.1 b) 0. O = 16 .A.7 b) 0. (P. ¿Cuántos gramos de amoniaco reaccionarán para producir 36 g de agua. según la reacción mostrada? P. H2O = 18). Hallar el peso de oxígeno que puede obtenerse al calentar 43.7 d) 68 b) 114 e) 36 c) 34 2. ¿Cuántas mol . O = 16) a) 30% d) 60% b) 40% e) 70% c) 50% 5.02 e) 0.A. NH3 + O2 NO + H2O a) 22.(S = 32.32 g b) 32 g e) 16 g c) 64 g 4.4 g de óxido mercúrico. ¿Cuántos gramos de H2O se requieren para producir 280 g de KOH? P. : 2 H2 (g) 2 mol 2v 4L + O2 (g) 1 mol 1v 2L 2 H2 O(g) 2 mol 2v 4L EJERCICIOS DE APLICACIÓN 1. ¿Qué masa de oxígeno (en gramos) puede obtenerse al calentar 43. = 44) C3H8 + O2 CO2 + H2O a) 12 d) 432 b) 218 e) 6 TAREA DOMICILIARIA 1.2 b) 6. P. se podrá obtener con 62.3 8.N.COLEGIO PARTICULAR “BELLA UNION” PROF.66 d) 16. Na2CO3 + Ca(OH)2 NaOH + CaCO3 a) 0.684 g de sacarosa? P.1 de plomo. ¿Cuántos gramos de NO2 se obtendrán a partir de 1.54 e) 5. Calcular el peso de carbonato de calcio (CaCO3) que se produce por la reacción de 0. Pb + HBr PbBr4 + H2 a) 12.45 d) 4. ¿Cuántos gramos de amoniaco se deben descomponer para obtener 360 g de hidrógeno? a) 4200 d) 2004 b) 4002 e) 2040 c) 2400 9.2046 x 1023 moléculas de HNO3? Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + NO2 + H 2O a) 4006 d) 4700 b) 4600 e) 6470 c) 4070 .2 e) 6. ¿Cuántos gramos de H 2O se producirán por la combustión completa de 3 moles de propano? (C3H8) (P.4 c) 0.02 d) 4 b) 2 e) 0. Hallar el volumen de hidrógeno que en C. M (C12H22O11 = 342) a) 0.g de aluminio? Al + HCl AlCl3 + H2 a) 7 d) 9 b) 6 e) 4 c) 5 c) 108 6.4 x 10 -2 5.5 b) 4 e) 5 c) 1. En el proceso C2H6 + O2 CO2 + H2O se desea quemar 6 de etano (C2H6) el volumen de oxígeno que se debe emplear es : a) 14 b) 13 c) 15 d) 12 e) 16 3.3 g de HgO? HgO Hg + O2 a) 7. ¿Cuántas mol .g de HCl se necesitan para combinarse con 3 at .(Fe = 56) a) 2 d) 2. ¿Qué volumen de oxígeno medido a condiciones normales se requieren para la combustión completa de 0.02 moles de carbonato de sodio (Na2CO3) según la ecuación.6 d) 3.2 4.44 10.33 c) 13.77 b) 10.M. ¿Cuántas moles de óxido de hierro III se producirán al reaccionar 280 g de hierro con oxígeno suficiente? P.A.7 c) 2.25 2. PAUL CONDOR RICALDI 7.11 e) 14.4 c) 2.5 b) 0. M (CaCO3 = 100).