REACCION QUÍMICA

1. INTRODUCCIÓN

Por medio del presente trabajo se quiere dar a conocer detalladamente las diferentes clases de reacciones químicas por medio de la practica o la experimentación, para así poder establecer una relación entre los principios teóricos y los hechos experimentales, lo cual nos permitirá diferenciar los tipos de reacciones.

REACCION QUÍMICA:

Proceso en el que una o más sustancias —los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

La importancia de dichas reacciones es notoria en muchos aspectos de la vida diaria en fenómenos tales como explosiones; procesos vitales tales como alimentación, respiración etc. Todas las sustancias que a diario utilizamos son o fueron producto de reacciones químicas.

CLASES O TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:

4.1 REACCION DE COMPOSICIÓN O SÍNTESIS

En las reacciones de síntesis o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos, por ejemplo:

2CaO(s) + 2H2O(l) ! 2Ca(OH)2(ac)

En esta fórmula se mezclan 2 moles de óxido de calcio sólido con 2 moles de agua líquida reacciona produciendo 2 moles de di hidróxido de calcio acuoso.

4.2 REACCION DE DESCOMPOSICION O ANÁLISIS

Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o más moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas más sencillas, por ejemplo:

2HgO (s) ! 2Hg(l) + O2(g)

En esta fórmula una 2 molécula de óxido de mercurio sólido se descomponen o dividen para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxígeno, las cuales son más sencillas que la primera.

4.3 REACCION DE DESPAZAMIENTO O SUTITUCION

En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su ecuación general es:

CuSO4 + Fe ! FeSO4 + Cu

En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de hierro y cobre

REACCION DE DOBLE SUTITUCION O DOBLE DESPLAZAMIENTO

Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos

AB + CD----------------- AC + BD

Por Ejemplo:

K2S + MgSO4 ! K2SO4 + MgS

En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para formar sulfato de potasio y sulfuro de magnesio.

Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de doble sustitución.

. PROCEDIMIENTO

COMBINACIÓN O SÍNTESIS:

Se tomó, con una pipeta una mínima cantidad de NH3 . Con otra pipeta se tomó una cantidad mínima de Ácido Muriático. Unimos las pipetas de tal manera que los reactivos o sustancias entren en contacto y observamos que paso con esa reacción.

4.2. DESCOMPOSICIÓN:

se pesaron aproximadamente 1g de KClO3 y se deposito en un tubo de ensayo seco;

Se aseguro el tubo de ensayo con una pinza en un soporte dejándolo un poco inclinado, calentamos suavemente la mezcla con el mechero de gas, para ver si salía oxigeno de la reacción se puso una astilla al rojo vivo o en ignición.

4.3 DESPLAZAMIENTO:

colocamos aproximadamente 5 cm3 HCl en un tubo de ensayo.

Aseguramos el tubo de ensayo con una pinza en un soporte dejándolo inclinado, le agregamos un poco ZnO

Se calienta el tubo de ensayo con la mezcla ponemos un frasco en la boca del tubo para lograr atrapar el hidrógeno gaseoso que se desprende de la reacción.

4.4 DOBLE DESPLAZAMIENTO:

Tomamos un tobo de ensayo en el cual agregamos 20 cm3 de NaCl (Sal Común) diluido al 10%, agregamos luego un poco de AgNO3 , y vemos que se forma un precipitado que es una de las tantas cosas que indica que hubo una reacción química.

5. ECUACIONES DE LOS EXPERIMENTOS

5.1. COMBINACIÓN O SÍNTESIS:

La ecuación de la reacción de combinación o síntesis del experimento realizado es la siguiente:

NH3 + HCl ! NH4Cl

Aquí comprobamos que esta es una reacción de síntesis, ya que se combinan 2 sustancias y producen una mas compleja.

5.2. DESCOMPOSICIÓN:

La ecuación de la reacción de descomposición o análisis del experimento realizado es la siguiente:

KClO3 ! KCl + O2

Aquí vemos que se da el caso contrario al anterior ya que acá no se unen varias formar 1 sustancia, sino que una se descompone o divide en 2 menos complejas, es decir, se presenta una reacción de descomposición.

5.3 DESPLAZAMIENTO:

La ecuación de la reacción de desplazamiento o sustitución del experimento realizado es la siguiente:

Zn + HCl ! ZnCl + H2

En esta ecuación se presenta una Reacción de sustitución o desplazamiento ya que aquí los un átomo sustituye a otro en la otra sustancia.

5.4 DOBLE DESPLAZAMIENTO O INTERCAMBIO:

La ecuación de la reacción de doble desplazamiento o doble sustitución del experimento realizado es la siguiente:

NaCl + AgNO3 ! NaNO3 + AgCl

En esta ecuación vemos una Reacción de doble sustitución o intercambio ya que se da un intercambio de átomos entre los reactivos formando nuevos compuestos.

4.4 NEUTRALIZACION

Reacciones de neutralización Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, un ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del HCl con NaOH HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(liq)

Las soluciones acuosas son buenas conductoras debido a la presencia de iones positivos y negativos a estos compuestos se les llama electrolitos. Los compuestos iónicos que se disocian completamente se conocen como electrolitos fuertes, un ejemplo de ellos es el NaCl. Las constantes de equilibrio para la disociación de electrolitos son llamadas constantes de disociación, un ejemplo de disociación es la del agua: 2H2O H3O+ + OH

Los subíndices se utilizan por comodidad, para las diferentes constantes: Ka = constante de disociación de ácido Kb = constante de disociación de base Kw = constante de disociación del agua o de autoprotólisis = 1*10-14 o producto iónico del agua. Este producto indica que en agua pura o en cualquier solución acuosa deben estar presentes iones hidrógeno y oxhidrilo, el producto de sus concentraciones debe ser una constante igual a Kw = 1*10-14 . H2O H+ + OH

En el agua se ha establecido una escala de pH el cual esta definido como el – log[H+ ] donde: • Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2O genera iones H+ . Los ácidos se clasifican en fuertes, fuerzas medias y débiles. Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se disuelven en agua. Ejemplos: H2SO4, HCl, HNO3, HClO4. Ka = ∞ pH = -log [H+ ]=-log[Ac. Fuerte] Medio ácido Medio básico 0 7 14 18 Los ácidos de fuerza media se disocian parcialmente, sus constantes de acidez o de disociación son mayores a 1 * 10-3 aproximadamente. Los ácidos débiles: No se disocian completamente. Entre más pequeña es la constante de acidez (Ka), más débil es la acidez. Son ácidos débiles aquellos que tienen constantes de acidez menores o iguales a 1*10-3 . [ ] 2 pK log Ac pH a ! = • Base: sustancia capaz de donar iones OH-

Bases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH- . Son las bases de los metales alcalinos y alcalinotérreos como NaOH, KOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2. Kb = ∞ pH = 14 + log [OH- ]

Bases débiles: No se disocian completamente. pH pKa log[B] 2 1 2 1 = 7 + +

Base conjugada de un ácido de Bronsted: es la especie que resulta cuando el ácido pierde un protón.

Ácido conjugado: es el producto de la adición de un protón con una base de Bronsted. A un ácido muy fuerte le corresponde una base conjugada muy débil. A una base muy fuerte le corresponde un ácido conjugado muy débil. Relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad de su base conjugada. a w b K K K = pKb = 14 - pKa

Ácidos polipróticos: son los que pueden donar más de 1 protón.

Ejemplos: H3PO4, H2SO4, H2CO3, H2SO3. Primera disociación: H2SO4 H+ + HSO4 - Ka1 = ∞

Base conjugada Segunda disociación: HSO4 - H+ + SO4 -2 [ ][ ] [ ]! + ! = 4 2 4 2 HSO H SO K

Ácido base conjugada 19 Anfótero: es aquella sustancia que se comporta como ácido y como base. Tienen la capacidad de reaccionar consigo mismos. El HSO4 - es un anfótero.

Ejemplos: H2O, HCO3 - , H2PO4 - , HPO4 - . El pH de un anfótero no depende de la concentración del mismo El pH de una solución de anfótero se calcula por la semisuma de los pKa. La fórmula es igual que para las sales cuyos iones tienen propiedades ácido-base. 2 pKa1 pKa2 pH + =

Sales :cuyos iones tienen propiedades ácido base como por ejemplo: sulfito de amonio. El pH de estas sales es calculado por: (Misma que se utiliza para calcular el pH de una solución de anfótero). 2 pKa1 pKa2 pH + =

Buffer, Tampón o Solución Reguladora: las soluciones reguladoras de pH son aquellas que son capaces de mantener el pH de las mismas a pesar de que se agreguen pequeñas cantidades ya sea de bases o de ácidos. Se preparan disolviendo un ácido y la base conjugada del mismo par, por ejemplo ácido acético- acetato de sodio. Una solución reguladora será más efectiva cuando la concentración del ácido y de su par conjugado sean iguales. Esto es, el pH se mantendrá en un valor igual al del pKa según la fórmula siguiente. [ ] [ácido] base pH =pKa + log Si se colocan los pares conjugados en una escala de pKa como se muestra en la figura, cualquier ácido de la izquierda reacciona con cualquier base de la derecha. Entre mayor es la diferencia de los pKa’s más cuantitativa es la reacción, por ejemplo: pKa HF +CN- HCN + F- Ácidos fuertes HCl 0 Cl- 14 NaOH Bases fuertes Na + HF F- HCN CNEc. de Henderson Hasselbach 20 Titulación por Neutralización Una titulación es una reacción que se efectúa entre una sustancias

Reacciones de neutralización

Una reacción de neutralización es aquélla en la cual reacciona un ácido (o un óxido ácido) con una base (u óxido básico). En la reacción se forma una sal y en la mayoría de casos se forma agua. El único caso en el cual no se forma agua es en la combinación de un óxido de un no metal con un óxido de un metal.

Considere los siguientes ejemplos de varios tipos de reacciones de neutralización:

Acido + base sal + agua

Esta reacción también se puede considerar como una reacción de doble desplazamiento en la que el ion hidrógeno del ácido se combina con el ion hidroxilo de la base para formar agua. Esto deja al ion sodio y al ion cloruro en la solución, la cual es una solución acuosa de cloruro de sodio. Para que se pueda visualizar que la reacción se llevó a cabo (ya que las dos soluciones son incoloras), se utiliza un indicador de fenolftaleína que cambia a color rosado cuando se agrega inicialmente al ácido y a éste se le va agregando la base hasta terminar la reacción.

Oxido de metal (anhídrido básico) + ácido agua + sal

Oxido de metal + óxido de no metal sal

Como se indicó anteriormente en la unidad de reacciones de combinación, estas reacciones se pueden considerar como reacciones de neutralización. Puesto que el óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de un no metal es un anhídrido ácido, la combinación de éstos para formar la sal es realmente un tipo de reacción ácido-base. Una forma de predecir el producto formado en reacciones de este tipo es considerar cuál base o hidróxido el óxido de metal formaría es estuviera en agua y cuál ácido el óxido del no metal formaría si estuviera en agua. Luego decidiendo cuál sal pueden formar el ácido y la base se determina el producto. Por ejemplo:

REDOX

Hay dos procesos diferentes de gran importancia en electroquímica:

Aprovechar las reacciones espontáneas de óxido reducción para producir una corriente de energía eléctrica, como en el caso de las pilas voltaicas y galvánicas; esta energía se emplea para poner en marcha a los automóviles, hacer funcionar radios de transistores, calculadoras, relojes, e incluso suministrar energía para una nave espacial.

Producir una reacción de óxido reducción que no podría ocurrir espontáneamente y que se utiliza para realizar transformaciones químicas como las celdas electrolíticas que requieren de una fuente de energía para llevarse a cabo, por ejemplo la electrólisis del agua, la producción del aluminio, y el refinamiento de algunos metales.

La oxidación se refiere a:

La ganancia de oxígeno por parte de una molécula

La pérdida de hidrógeno en una molécula

La pérdida de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos

Aumentando en consecuencia su número de oxidación

La reducción se refiere a:

La pérdida de oxígeno por parte de una molécula

La ganancia de hidrógeno en una molécula

La ganancia de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos

Disminución o reducción en su número de oxidación

Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de manera aislada, por lo que se denominan reacciones redox.

Para balancear este tipo de reacciones estudiaremos dos métodos:

Método redox o cambio del número de oxidación.

Método de ion electrón.

En el método REDOX se realizan los siguientes pasos:

Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.

Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.

Por ejemplo: Cu 0 + H1+N5+ O32- → Cu2+(N5+O32- )2 + H21+ O2- + N2+O2-

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de intercambio.

Cu 0 → Cu2+ + 2e- semirreacción de oxidación

N5+ + 3e- → N2+ semirreacción de reducción

Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones. En este caso están balanceados:

Cu 0 → Cu2+ + 2e-

N5+ + 3e- → N2+

Paso 4. Igualar el número de electrones ganados y cedidos:

3[Cu0 → Cu2+ + 2e-]

2[N5+ + 3e- → N2+]

3Cu0 → 3Cu2+ + 6e-]

2N5+ + 6e- → 2N2+

Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.

Paso 4. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se verificó el cambio del número de oxidación:

Cu 0 + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + H2O + 2NO

Paso 5. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de la reacción:

3Cu0 + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

Balancear por el método redox las siguientes reacciones:

a) Fe2O3 + CO → CO2 + Fe

b) HNO3 + Sn0 → SnO2 + NO + H2O

c) Na2S2O3 + H2O2 → Na2SO4 + H2SO4 + H2O

d) FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2

e) NH3 + Cu0 → N2 + Cu + H2O

Respuesta:

a) Fe2O3 + 3CO → 3CO2 + 2Fe

b) 2HNO3 + 3SnO → 3SnO2 + 2NO + H2O

c) Na2S2O3 + 4 H2O2 → Na2SO4 + H2SO4 + 3H2O

d) 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

e) 2NH3 + 3Cu0 → N2 + 3Cu + 3H2O

I. Reacciones que ocurren en medio ácido.

Balancear la reacción química siguiente:

CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O

Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones.

Ca2+ + (C204)2- + K1+ + (MnO)1- + H+ + (SO4)2- → Ca2+ + (SO4)2- + Mn2+ + (SO4)2- +K1+ + (SO4)2- + CO2 + H2O

Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.

Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman parte en el proceso redox. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirse que aparece el ion H1+, lo que indica que el proceso redox ocurre en medio ácido.

(C204)2- + (MnO4)1- + H1+ → Mn2+ + (SO4)2- + CO2 + H2O

Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden:

(C204)2- → CO2 semirreacción de oxidación

(MnO4)1- → Mn2+ semirreacción de reducción

Paso 4. Balance de masa:

a. Primero se balancean todos los átomos de los elementos, que no sean oxígeno e hidrógeno.

Hay dos átomos de carbono en el primer miembro de la primera semirreacción y sólo uno en el segundo miembro. Esto se ajusta mediante el coeficiente adecuado.

(C204)2+ → 2CO2

La segunda semirreacción queda igual. Sólo hay un átomo de manganeso en ambos miembros.

(MnO4)1- → Mn2+

b. Ahora se balancea el oxígeno. En medio ácido, el exceso de oxígeno se balancea con agua en el miembro contrario de la semirreacción.

En la primera semirreacción el oxígeno está balanceado, no así en la segunda. En ésta hay 4 átomos de oxígeno en el ion (MnO4)1- y por tanto, se balancea con agua como se indicó:

(MnO4)1- → Mn2+ + 4H2O

Por último se balancea el hidrógeno con iones H+ en el lado contrario:

8H++ (MnO4)1- → Mn2+ + 4H2O

Con esto concluye el proceso de balance de masa. El resultado es:

(C204)2+ → 2CO2

8H++ (MnO4)1- → Mn2+ + 4H2O

Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa. Nunca antes.

Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. El número de electrones perdidos y ganados debe ser el mismo en todo proceso redox. Esto se logra multiplicando por el factor adecuado las semirreacciones redox balanceadas en masa y carga:

Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción general, pero sólo quedarán balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox:

Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso redox:

II. Reacciones que ocurren en medio básico.

Balancear la reacción química siguiente:

Zn + NaNO3 + NaOH → Na2ZnO2 + NH3 + H2O

Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones. Los elementos libres tienen carga cero.

Zn0 + Na1+ + (NO3)1- + Na1+ + (OH)1- → Na1+ + (ZnO2)2- + NH3 + H2O

Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.

Zn0 + Na1+ + (NO3)1- + Na1+ + (OH)1- → Na1+ + (ZnO2)2- + NH3 + H2O

Las especies que permanecen son las que toman parte en el proceso redox. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirse que aparece el ion (OH)1-, lo que indica que el proceso ocurre en medio básico.

Zn0 + (NO3)1- + (OH)1- → (ZnO2)2- + NH3 + H2O

Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden:

Zn0 → (ZnO2)2-

(NO3)1- → [NH3]0

Paso 4. Balance de masa:

Balancear átomos diferentes de oxígeno e hidrógeno. En ambas semirreacciones están balanceados.

Balancear los átomos de oxígeno con moléculas de agua. Se cuentan los átomos de oxígeno y se agregan, en igual número, moléculas de agua del otro lado de la reacción o reacciones:

2H2O + Zn0 → (ZnO2)2-

(NO3)1- → [NH3]0 + 3H2O

Los átomos de hidrógeno por facilidad, se ajustan con iones H+ como si fuera una reacción que se verifica en medio ácido:

2H2O + Zn0 → (ZnO2)2- + 4H+

9H+ + (NO3)1- → [NH3]0 + 3H2O

Para compensar los iones H+, se adicionan igual número de iones (OH)- en ambos lados de las semirreacciones y formar moléculas de agua, los iones (OH)- sobrantes, corresponden al medio básico de la reacción:

Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa. Nunca antes.

Se agregan electrones (e-) para igualar las cargas iónicas:

Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. De nuevo, el número de electrones perdios y ganados en el proceso redox debe ser el mismo.Por tanto, las semirreacciones se multiplican por el factor adecuado para lograr este propósito.

Al sumar y simplificar las semirreacciones:

Ecuación iónica completa:

Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción general, pero sólo quedarán balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH → 4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso redox:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH → 4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

Actividad

Investiga cómo se puede identificar al agente oxidante y agente reductor en una reacción de redox.

Balancea por el método de ion electrón las siguientes reacciones químicas. Entrégalas a tu asesor de forma escrita para la revisión de los pasos que seguiste, incluye la identificación del agente oxidante y reductor:

a) Bi2O3 + KOH + KClO → KBiO3 + KCl + H2O

b) Cl2 + KOH → KClO3 + KCl + H2O

c) C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O

CALCULOS

Estequiometría

Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química.

Definición

Información cuantitativa de las ecuaciones ajustadas

Los coeficientes de una ecuación ajustada representan:

el número relativo de moléculas que participan en una reacción

el número relativo de moles participantes en dicha reacción.

Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente:

la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 un mol de O2.

Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles de H2O" son cantidades estequiométricamente equivalentes.

Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos.

Ejemplo:

¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?

El cociente:

es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación ajustada de esta reacción.

Ejemplo:

Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1,00 gramo de C4H10.

Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación ajustada es:

Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 100 gramos de la muestra:

de manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es:

por lo tanto:

Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida, por ello debemos convertir los moles de CO2 en gramos (usando el peso molecular del CO2):

De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno consumida, etc.

Las etapas esenciales

Ajustar la ecuación química

Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto

Convertir las masas a moles

Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios

Reconvertir las moles a masas si se requiere

Cálculos

Cálculos de moles

La ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción

de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción.

Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos.

Conversión de moles a gramos:

Ejemplo: N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g?

PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol

Cálculos de masa

Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando trabajamos en una planta química

En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y toneladas en el caso de plantas químicas

Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares

Los pasos son:

Ajustar la ecuación química

Convertir los valores de masa a valores molares

Usar los coeficientes de la ecuación ajustada para determinar las proporciones de reactivos y productos

Reconvertir los valores de moles a masa.

Para la reacción:

Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más.

Nótese que por cada Ca producimos 1 H2

1) Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción.

2) 10 g de Ca son 0,25 moles, como tenemos 0,25 moles de Ca, únicamente se producirán 0,25 moles de H2. ¿Cuántos gramos produciremos?

gramos de H2 = moles obtenidos x peso molecular del H2 = 0,25 moles x 2,016 (g/mol) = 0,504 g

¿Cuántos g de CaCl2 se formaron? También serán 0.25 moles. Y entonces:

gramos de CaCl2 = moles obtenidos x peso molecular del CaCl2 = 0,25 moles x 110,98 (g/mol) = 27,75 g

BIBLIOGRAFIA

http://html.rincondelvago.com/clases-de-reacciones-quimicas.html

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.html

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