Balance de Ecuaciones Químicas

Transcripción

1 CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ" DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICA Balance de Ecuaciones Químicas Objetivos: - Establecer relaciones cuantitativas en diversas reacciones químicas.. Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia

2 Balance de Ecuaciones La finalidad del proceso de balance de ecuaciones químicas es igualar la cantidad de átomos de cada tipo a cada lado de la ecuación

3 Consideraciones del Balanceo Los subíndices estequiométricos no pueden ser cambiados, pues éstos indican las proporciones definidas y múltiples.

4 Consideraciones del Balanceo Los coeficientes estequiométricos afectan la cantidad de átomos de un compuesto, pues multiplican al subíndice estequiométrico

5 Método Algebraico Igualar la ecuación con un sistema de ecuaciones, a partir del cual se conocerán las incógnitas que representan los coeficientes estequiométricos.

6 Método Algebraico Paso 1: Escribe a ambos lados de la ecuación los elementos presentes en el mismo orden.

7 Método Algebraico Paso 2: Anteponer en cada elemento una letra (a,b,c,d, etc.) y empléala para contabilizar los elementos presentes en reactivos y productos, considerando los coeficientes y subíndices estequiométricos

8 Método Algebraico Paso 3: Igualar en ambos lados de la ecuación, es decir, que la cantidad de reactivos sea igual que productos.

9 Método Algebraico Paso 4: Resolver el sistema. Para ello se considera la letra que mayor veces se repita con valor de 1.

10 Método Algebraico Paso 5: En caso de fracciones, multiplicar por un numero todos los coeficientes estequiométricos, permitiendo dejarlo en números enteros.

11 Método Algebraico Paso 6: Obtenidos los valores como números enteros, reemplazar en la ecuación en el mismo orden en el que se asignaron.

12 Ejercicios 1.- Balancee la siguiente ecuación por el método algebraico: Al(OH) 3 + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 2.- Determina el balanceo de la siguiente ecuación química por el método tanteo. N2 + H2 NH3 3.- Determina el balanceo de las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico a) H2SO4 + Cu SO2 + CuSO4 + H2O b) HNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O

13 Información cuantitativa de una Ec. Química Las ecuaciones químicas entregan información cuantitativa y cualitativa de relevancia, gracias a la que es posible explicar e incluso predecir el comportamiento de algunas reacciones químicas,

14 Cálculo a partir de Reacciones Químicas Por ejemplo, un maestro albañil debe calcular la cantidad de arena, ripio y cemento necesaria para construir un piso o un muro, de lo contrario aumenta innecesariamente el costo del muro y tendrá que desperdiciar o botar lo que sobra. Esta misma situación se aplica a la química; los científicos en los laboratorios de investigación o en laboratorios con fines industriales deben determinar la cantidad de materiales que necesitan para elaborar un determinado producto y así proceder a ejecutar las reacciones químicas que sean necesarias.

15 Cálculo a partir de Reacciones Químicas

16 Método de la Relación Molar Para calcular la cantidad de reactivos necesarios o la cantidad de productos que se quiere obtener existen diversas formas. Corresponde a la relación entre la cantidad de moles entre dos de las especies que participan en la reacción. Esta relación se expresa que 2 moles de hidrógeno reacciona con 1 mol de oxígeno.

17 Método de la Relación Molar Esta relación se expresa que 2 moles de hidrógeno produce 2 moles de agua o 1 mol de oxígeno produce 2 moles de agua. O bien que 2 moles de agua se producen a partir de 2 moles de hidrógeno o 2 moles de agua se producen por 1 mol de oxígeno. Estas relaciones permiten establecer relaciones proporcionales distintas a las expuestas en la ecuación balanceada.

18 Método de la Relación Molar 1. En relación a los reactivos. a. Cuántos moles de H 2 reaccionarán con 4 moles de O 2? 2. En relación con los productos a. Cuántos moles de agua se producirán a partir de 4 moles de O 2? a. Cuántos moles de H 2 reaccionarían con 20 g de O 2? b. Cuántos moles de H 2 reaccionarían con 7,25x10 24 moléculas de O 2?

19 Relación entre átomos y moléculas Aquí se requiere que los coeficientes estequiométricos sean números enteros (en ningún caso decimales); resulta obvio entender que no existe la posibilidad de obtener exactamente la mitad de una molécula ni tampoco la mitad de un átomo. H2 + O2 H2O Una vez balanceada se infiere que: 2H2 + O2 2H2O 2 moléculas 1 molécula 2 moléculas

20 Relación entre Volúmenes Sólo válida para sustancias en estado gaseoso. En condiciones normales de temperatura y presión (1 atm y 0 ºC), un mol de cualquier gas presenta un volumen de 22,4 litros (ley de Avogadro). Importante: Note que los volúmenes, al igual que los moles no son aditivos. 2H2 + O2 2H2O

21 Relación entre Masas 2H2 + O2 2H2O Primero deben calcularse las masas molares de cada uno de los componentes. Estas, se obtienen de las masas atómicas, directamente de la tabla periódica. Masas atómicas H = 1; O = 16 Como el hidrógeno es molecular su masa molar es de 2 g/mol y la masa molar del oxígeno es 32 g/mol. Estas son las masas de 1 mol de cada componente, sin embargo los coeficientes estequiométricos, indican cantidades molares distintas, por lo tanto, se infiere que: 2H2 + O2 2H2O 2 moles 1 mol 2 moles 4 gramos 32 gamos 36 gramos

22 Pasos para cálculos estequiométricos Paso 1: Con la ecuación química balanceada, debes determinar el número de moles de la sustancia inicial, es decir, reconocer entre los datos entregados aquellos con los que es posible formular la relación entre reactivos - reactivos y/o productos. Si los datos entregados no corresponden a moles, proceder a transformarlos.

23 Pasos para cálculos estequiométricos Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la sustancia inicial. A partir de la cual es posible calcular la cantidad de moles que se formarán de CO 2. Paso 3: calcular el valor deseado (en las unidades que corresponda). Acudiendo al esquema resumen, es necesario conocer la masa molar del dióxido de carbono para transformar los moles en gramos.

24 Ejercicios 1.- Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO 3 ), se requieren para producir 8,75 g de monóxido de dinitrógeno (N 2 O)? 4Zn(s) + 10HNO 3 (ac) 4Zn(NO 3 ) 2 (ac) + N 2 O(g) + 5H 2 O(l) (MM: H=1,0; N=14,0; O=16,0: Zn= 85,0) 2.- Cuántos gramos de cloruro de cromo (III) se requieren para producir 75 g de cloruro de plata? La ecuación que explica la reacción es: CrCl 3 (ac) + AgNO 3 (ac) Cr(NO 3 ) 3 (ac) + AgCl (ac) (MM: Cl=35,5; N=14,0; O=16,0: Cr= 52,0; Ag= 108) 3.- Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, el nitrato de potasio (KNO 3 ), según la reacción: (MM:Na=23,0; N=14,0; O=16,0: K=39,0) Na(s) + KNO 3 (ac) K 2 O(s) + Na 2 O(s) + N 2 (g) Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5.00 g de Na?

25 Reactivo Limitante En una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) Reactivo limitante: se consume por completo y limita la cantidad de producto que se forma

26 Pasos para Reactivo Limitante 1.- Convertir todas las unidades a moles de los reactivos involucrados en la reacción. 2.- Balancear la ecuación química. 3.- Determinar el reactivo limitante, dividiendo el numero de moles de cada reactivo, por su respectivo coeficiente estequiométrico. 4.- El compuesto que no es limitante corresponde al reactivo en exceso. Ej: Parte del dióxido de azufre (SO 2 ) que se introduce en la atmósfera por la combustión de compuestos que contienen azufre se convierte finalmente en ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). La ecuación química balanceada que explica el proceso es: SO 2 (g) + O 2 (g) + H 2 O(l) H 2 SO 4 (ac) Cuánto ácido sulfúrico se puede formar a partir de 5 moles de dióxido de azufre, 2 moles de oxígeno y una cantidad ilimitada de agua?

27 Ejercicios 1.- El metal sodio reacciona con agua para dar hidróxido de sodio e hidrógeno gas, según la ecuación química: Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) + H2(g) Si 10 g de sodio reaccionan con 8,75 g de agua: a. Cuál es el reactivo limitante? b. Cuántos gramos de hidróxido de sodio e hidrógeno se obtiene? (MM: H=1,0; Na=23,0; O=16,0) 2.- En la reacción NO 2 + H 2 O(l) HNO 3 (ac) + NO (g), cuántos gramos de HNO 3 se pueden formar cuando se permite que reaccionen 1,00 g de NO 2 y 2,25 g de H 2 O? (MM: H=1,0; N=14,0; O=16,0) 3.- Cuando se prepara H2O a partir de hidrógeno y oxígeno, si se parte de 4,6 moles de hidrógeno y 3,1 moles de oxígeno, cuántos moles de agua se pueden producir y qué permanece sin reaccionar? Considera la ecuación química: H 2 (g) + O 2 (g) H 2 O(g)

28 Rendimiento de reacción El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de una determinada cantidad dada de reactivo, de acuerdo con la ecuación química. El rendimiento real es la cantidad de producto que efectivamente se obtiene en una reacción. El rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento corresponde a la relación real entre el rendimiento teórico y el real que se puede obtener a partir de la siguiente fórmula.

29 Ejercicios 1.- Se prepara bromuro de plata haciendo reaccionar 200 g de bromuro de magnesio con la cantidad adecuada de nitrato de plata. Cuál será el rendimiento porcentual de la reacción si se obtienen 375 g de bromuro de plata? La ecuación química balanceada que representa el proceso es: MgBr AgNO 3 Mg(NO 3 ) 2 + 2AgBr (MM: Mg=24,0; N=14,0; O=16,0; Ag=108,0; Br= 80,0) 2.- La masa de SbCl 3 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? (MM: Sb = 121,8, Cl = 35,45) Sb 4 + Cl 2 SbCl 3