PLAN DE MEJORAMIENTO

1.      Fórmula, nomenclatura y ecuaciones de formación de sales:

a.       Retomar, corregir y estudiar los dos talleres.

b.      Sustentar a través de una prueba escrita, muy similar a la ya presentada.

2.      Ejercitarse sobre la clasificación y el balance de ecuaciones, a través de los métodos de tanteo y Redox; y sustentar a través  de un ejercicio de balance de ecuaciones y su clasificación respectiva.

3.      Estudiar la teoría y los ejercicios de aplicación de estequiometría; y sustentar a través de una prueba escrita en la cual se solucionará un problema de equilibrio estequiométrico.

NOTA: Las evaluaciones tienen un valor del 80%; y las demás actividades el 20%.

PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS

PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS

1)      En un alto horno, el mineral de hierro, Fe₂O₃, se convierte en hierro mediante la reacción:

Fe₂O₃ (s)    +  3 CO (g)    ----->   2 Fe (l)  +  3 CO₂ (g)

a)  ¿Cuántos moles de monóxido de carbono se necesitan para producir 20 moles de hierro?

b)  ¿Cuántos moles de CO₂ se desprenden por cada 10 moles de hierro formado?

Solución:         a) 30 moles CO   b) 15 moles CO₂

2)      Carbonato de calcio se descompone por la acción del calor originando óxido de calcio y dióxido de carbono.

a)  Formula la reacción que tiene lugar y ajústala.

b)  Calcula qué cantidad de óxido de calcio se obtiene si se descompone totalmente una tonelada de carbonato de calcio.

Solución:         560 kg CaO

3)      ¿Qué cantidad de gas cloro se obtiene al tratar 80 g de dióxido de manganeso con exceso de HCl según la siguiente reacción?   

MnO₂  +  4 HCl  ---> MnCl₂  +  2 H₂O  +  Cl₂

Solución:  62,24 g de Cl₂

4)      La soda cáustica, NaOH, se prepara comercialmente mediante reacción del NaCO₃ con cal apagada, Ca(OH)₂. ¿Cuántos gramos de NaOH pueden obtenerse tratando un kilogramo de Na₂CO₃ con Ca(OH)₂?

          Nota: En la reacción química, además de NaOH, se forma CaCO₃.

Solución:         755 g de NaOH

5)      Cuando se calienta dióxido de silicio mezclado con carbono, se forma carburo de silicio (SiC) y monóxido de carbono. La ecuación de la reacción es:  

SiO₂ (s)  +  3 C (s)   ----->   SiC (s)  +  2 CO (g)

Si se mezclan 150 g de dióxido de silicio con exceso de carbono, ¿cuántos gramos de SiC se formarán?

Solución:         100 g de SiC

6)      Calcular la cantidad de cal viva (CaO) que puede prepararse calentando 200 g de caliza con una pureza del 95% de CaCO₃.  

CaCO₃  --->  CaO  +  CO₂

Solución:         107 g de CaO

7)      La tostación es una reacción utilizada en metalurgia para el tratamiento de los minerales, calentando éstos en presencia de oxígeno. Calcula en la siguiente reacción de tostación:

2 ZnS  + 3 O₂   2        ZnO  + 2 SO₂

La cantidad de ZnO que se obtiene cuando se tuestan 1500 kg de mineral de ZnS de una riqueza en sulfuro (ZnS) del 65%. Datos: M_Zn= 65,4 u.  ; M_S = 32,1 u.  ; M_O = 16 u.

Solución:         814,8 kg de ZnO

8)      ¿Qué masa, qué volumen en condiciones normales, y cuántos moles de CO₂ se desprenden al tratar 205 g de CaCO₃ con exceso de ácido clorhídrico según la siguiente reacción?

CaCO₃  +  2 HCl               CaCl₂  +  H₂O  +  CO₂

Solución:         90,14 g; 45,91 litros; 2,043 moles

9)      Se tratan 4,9 g de ácido sulfúrico con cinc. En la reacción se obtiene sulfato de cinc e hidrógeno.

a)  Formula y ajusta la reacción que tiene lugar.

b)  Calcula la cantidad de hidrógeno desprendido.

c)  Halla qué volumen ocupará ese hidrógeno en condiciones normales.

Solución:         a) 0,1 g de H₂     b) 1,12 litros de H₂

10)  ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 30 °C y 780 mm de Hg se obtiene al tratar 130 g de Zn con exceso de ácido sulfúrico?

Solución:         48,18 litros de H₂

11)   Tenemos la siguiente reacción química ajustada:         H₂SO₄  +  Zn  à   ZnSO₄  +  H₂

¿Qué volumen de hidrógeno se puede obtener a partir de 10 g de Zn, si las condiciones del laboratorio son 20 °C y 0,9 atm de presión?        Datos: M_Zn = 65,4 u.  ; M_S = 32,1 u.  ; M_O = 16 u.  ; M_H = 1 u.

Solución:         4,08 litros de H₂

12)  El acetileno, C₂H₂, arde en presencia de oxígeno originando dióxido de carbono y agua.

a)  Escribe la ecuación química de la reacción.

b)  ¿Qué volumen de aire (21% O₂), que se encuentra a 17 °C y 750 mm de Hg, se necesita para quemar 2 kg de acetileno?

Solución:         22086 litros de aire

13)   Mezclamos 1 litro de flúor con suficiente cantidad de monóxido de nitrógeno, medidos ambos en condiciones normales. ¿Cuántos gramos de FNO se formarán? La ecuación de la reacción que tiene lugar es 

F₂ (g)  +  2 NO (g)              2 FNO (g)

Solución:         4,37 g de FNO

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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

1.      Determinar la masa de HCl necesaria para preparar 225 gr de NaCl:

Na₂CO₃   +   2 HCl                  H₂O   +    2 NaCl    +   CO₂

2.      ¿Cuántas moles de ácido clorhídrico son necesarias para preparar 4,3 moles de cloruro de bario?  Ba(OH)₂   +   2 HCl                  BaCl₂   +   2 H₂O

3.      El óxido de hierro (III) reacciona con coque (carbón mineral) en un alto horno para producir monóxido de carbono y hierro fundido. ¿Cuántas moles de hierro se pueden producir a partir de 22 gr de óxidode hierro (III)?

Fe₂O₃   +   3 C                    2 Fe   +   3 CO

4.       ¿Por hidratación de 35 gr de tricloruro de fósforo, cuántas moles de H₃PO₃ se recogen?

PCl₃   +   3 H₂O                 H₃PO₃   +   3 HCl

5.      Determinada cantidad de aluminio se hizo reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico y se obtuvieron 5,4 gr de H₂. ¿Cuántas moles de aluminio entraron en reacción?

2 Al   +   6 HCl                    2AlCl₃   +   3 H₂

6.      ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen por descomposición de 0,55 moles de peróxido de hidrógeno?

2 H₂O₂                 2 H₂O   +   O₂

7.      a. ¿Cuántos gramos de cinc metálico son necesarios para reaccionar totalmente con 10,3 moles de ácido clorhídrico?  b. ¿Qué cantidad de hidrógeno en moles se recoge? 

Zn   +   HCl                    ZnCl₂   +   H₂

8.      El ácido sulfúrico reacciona con algunos metales activos y produce hidrógeno. ¿Qué masa de sulfato de hierro (II) se forma cuando 18 gramos de hierro reaccionan completamente con àcido sulfúrico? 

Fe   +   H₂SO₄                  FeSO₄   +   H₂

9.      Determinar el número de gramos de óxido de litio necesarios para preparar 75 gr de hidróxido de litio añadiendo exceso de agua:

Li₂O   +   H₂O                  2 LiOH

10.  ¿Qué porcentaje de 6 gramos de KClO₃ debe descomponerse térmicamente para producir 1,70 gr de O₂?  

2  KClO₃                   2 KCl   +   3 O₂

11.   ¿Cuántas moles moles de HCl son necesarias para producir 0,68 moles de FeCl₃?

KMnO₄   +  5 FeCl₂  +  8 HCl              MnCl₂  +  5 FeCl₃  +  4 H₂O  +  KCl

12.  ¿Cuántas moles de cada producto se forman por la descomposición de 6,5  moles                                                              

             de ácido nítrico?

4 HNO₃              4 NO₂  +  2 H₂O  +  O₂

13.  En una experiencia se queman 120 gr de etano, C₆H₆.

 a. Escribir la ecuación equilibrada para la combustión de etano que produce CO₂ y H₂O.   

      

b. Determine   el número de moles de etano en 120 gramos del mismo compuesto.

c. Encontrar el número de moles de CO₂ que se producen por combustión de dicho número de moles de etano.

d. Determinar la masa de CO₂ que se produce por combustión de 120 gr de etano.      

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS:

La estequiometría se refiere a las relaciones de masa y mol entre las sustancias que intervienen en una reacción química.

El significado de las ecuaciones químicas:

Una ecuación química tiene significado cualitativo y cuantitativo.

Es decir, que una ecuación química proporciona una descripción clara, concisa y cualitativa de una reacción química cuando nos suministra información como:

-          Clase o naturaleza de cada reactivo o producto (¿qué función química es?)

-          Fórmulas de de cada reactivo y producto.

-          Estado físico de cada reactivo y producto.

Las relaciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones cuantitativas de molécula, de moles, de átomos, de masas (gramos), así como de volúmenes cuando están implicados los gases.

Ejemplo:               

Relaciones cuantitativas (cantidades)

CADA	PUEDE   RELACIONARSE CON	PARA PRODUCIR
2  moléculas de SO2	1 moléculas de O2	2 moléculas de SO3
2 moles de SO2	1 mol de O2	2 moles de SO3
128 gr de SO2	32 gr de O2	160 gr de SO3
44,8 lit de SO3 (medidos a 0 ºC  y a 1 atm)	22,4 lit de O2	44,8 lit de SO3
2 volúmenes de SO2 (medidos a 0 AC y 1 atm)	1 volumen de O2	2 volúmenes de SO3

ACTIVIDAD

Completar el siguiente cuadro teniendo en cuenta los aspectos señalados.

 

Estos cálculos que se pueden realizar con las reacciones químicas se denominan cálculos estequiométricos y se basan en las leyes ponderales.

LEYES PONDERALES:

Son aquellas que determinan el comportamiento químico de la materia en cuanto a pesos de sustancias que intervienen en una reacción, ellas son:

-          Ley de la conservación de la masa o materia ( de Lavoisier)

-          Ley de las proporciones definidas o de la composición definida (o ley de Proust).

-          Ley de las proporciones múltiple (de Dalton). 

Ley de la conservación de la materia: La cantidad de gramos de un reactivo que  inician

La reacción debe ser igual a la cantidad en  gramos de productos que se obtienen. Para efectos de cálculos químicos siempre debemos equilibrar las ecuaciones para así cumplir con esta primera ley.

Ley de las proporciones definidas: Establece que un compuesto dado siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción de masa. Ejemplo: Cualquier muestra de SO₂, siempre contendrá  50,04% de azufre y 49,95% de oxígeno y su composición nunca variará. (mejor aún el agua siempre tendrá dos cantidades de hidrógeno por una cantidad de oxígeno).

Ley de las proporciones múltiples: “ las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, están en relación de números enteros sencillos”. Ejemplo:

El hidrógeno se combina con el oxígeno para formar agua (H₂O) y peróxido de hidrógeno (H₂O₂). La composición de estos compuestos es la siguiente:

-          H₂O  : 2,016 gr de H y 16 g de O

-          H₂O₂ : 2,016 gr de H y 32 gr de O

La masa de oxígeno (16 gr y 32 gr) que se unen con 1,008 gr de H está en relación sencilla de 1:2

ACTIVIDAD

El nitrógeno se combina con el oxígeno para formar: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅ y NO₃. Encontrar la relación numérica que cumpla la ley de las proporciones múltiples.

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS:

Reacción química es un proceso en el cual unas sustancias llamadas reactivos, se transforman en otras nuevas sustancias denominadas productos:

                      

 Para que haya reacción química debe haber rompimiento de enlaces y formación de nuevos  enlaces:

Una reacción química se representa mediante una ecuación química.

Una ecuación química es una igualdad en la que se representan en el primer miembro los reactivos, mediante símbolos y/o fórmulas, y en el segundo miembro se representan los productos de la misma manera.

Para separar los reactivos de los productos se suele utilizar una flecha, que indica el sentido de la reacción.

Una ecuación química es por lo tanto una representación cualitativa de una reacción química porque nos dice quienes son los reactivos y productos, cómo se llaman y en ocasiones su estado físico.

Una ecuación química, también es una representación cuantitativa, porque relaciona las cantidades de las sustancias que entran en reacción.

Una ecuación se encuentra igualada o balanceada cuando cumple dos leyes o principios:

1.      Ley de la conservación de la materia (o ley de Lavoisier): la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos de la reacción.

2.      Ley de las proporciones definidas (ley de Proust): Las sustancias reaccionan según unas relaciones de peso fijas e invariables. Estas proporciones fijas vienen representadas en una ecuación química mediante unos números llamados coeficientes estequiométricos.

CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS:

Las reacciones químicas se pueden clasificar desde varios puntos de vista:

1. Teniendo en cuenta los procesos químicos ocurridos se clasifican en: reacciones de síntesis, de descomposición, de sustitución o desplazamiento, de intercambio o doble sustitución, de neutralización, de combustión y de óxido reducción.    
2. Teniendo en cuenta el sentido en que se lleva a cabo una reacción, se clasifican en reacciones reversibles o irreversibles.

3. Teniendo en cuenta los cambios energéticos producidos, se clasifican en exotérmicas o endotérmicas.

  

ACTIVIDAD

Teniendo en cuenta las indicaciones del profesor, utilizando un texto de química, encuentre ejemplos para las reacciones de síntesis, de descomposición, de desplazamiento, de intercambio, de combustión y de neutralización.

Reacciones de Combustión:  Son reacciones de los elementos y de los compuestos con el oxígeno. Los compuestos que contienen carbono, hidrógeno, oxígeno, azufre, nitrógeno y otros elementos experimentan combustión. Ejemplo:

Reacciones de neutralización: Son reacciones entre ácidos y bases, en las cuales se produce una sal y agua. Ejemplo:

Reacciones Reversibles: Son aquellas reacciones que se realizan simultáneamente en los dos sentidos. Es decir, a medida que se forman los productos, estos reaccionan entre sí para formar nuevamente los reactivos. Con ello, se crea una situación de equilibrio químico en la cual el flujo de sustancias a ambos sentidos es similar. Ejemplo:

Reacciones Irreversibles: En este caso, los reactivos reaccionan completamente para convertirse en los productos, sin la posibilidad de que estos originen nuevamente los reactivos. Esta reacción termina cuando se agota al menos uno de los reactivos. Ejemplo:

Reacciones de oxido-reducción (Redox): Se pueden considerar como la suma de dos procesos independientes de oxidación y reducción. La oxidación es el proceso mediante el cual una especie química pierde electrones; por el contrario, la reducción es el proceso mediante el cual una especie química gana electrones.

Reacciones Exotérmicas: Son aquellas en las cuales la energía de los reactivos es mayor que la de los productos y por lo tanto se libera parte de esta energía, es decir, son aquellas que liberan calor por sí solas. Ejemplo:

Reacciones Endotérmicas: Son las que ocurren con absorción de energía, ejemplo:

 En una reacción endotérmica, la energía de los reactivos es menor que la energía de los productos.