MODULO Y VIDEO DE QUIMICA

MODULO:
PRESENTADO POR:
ANA MARIA NAVARRO BOTERO
MARIA PAULA BELTRAN OLIVERA
https://www.luminpdf.com/viewer/dr5mEuoCtedetaeMa/share?sk=00a91395-38fe-4a65-981c-5ee73f5577fb


VIDEO:
PRESENTADO POR:
ANA MARIA NAVARRO BOTERO
MARIA PAULA BELTRAN OLIVERA

https://youtu.be/GyIWlm2JRiU

MARCO TEORICO

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la representación de un fenómeno químico.

A su expresión escrita se le da el nombre de ecuación química, en la cual se expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados.

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

Método de tanteo[editar]

Consiste en que las dos ecuaciones tengan los átomos de cada elemento químico en igual cantidad, aunque estén en moléculas distintas (en diferentes sustancias).

Para ello, recordaremos que...

En una molécula H₂SO₄ hay 2 Hidrógenos, 1 Azufre y 4 Oxígenos.

En 5 moléculas de H₂SO₄ habrá 10 Hidrógenos, 5 azufres y 20 Oxígenos.

Para equilibrar ecuaciones, solo se puede agregar coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se puede cambiar los subíndices.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación: Agua + Óxido de nitrógeno(V) = Ácido nítrico H2O + N2O5 → HNO3 Tal como se ha escrito, vemos que en el 1er. miembro hay 2 hidrógenos, mientras que en el 2º hay solo uno; a la izquierda hay 2 nitrógenos y a la derecha hay uno; en el sistema inicial hay 6 oxígenos y al final solamente hay 3. Normalmente, el ajuste se inicia con el elemento menos "frecuente", en nuestro caso el nitrógeno. Para ajustar el nitrógeno, podemos añadir otra molécula de HNO3 en el 2º miembro: H2O + N2O5 → HNO3 + HNO3 Al contar el número de átomos de cada tipo, veremos que es igual al principio y al final. Para evitar tener que "dibujar" las moléculas, se pone su número delante de su fórmula; aquí, se inserta un "2"(coeficiente) delante de HNO3, y la ecuación queda equilibrada. H2O + N2O5 → 2 HNO3 Método de Redox Metodo de Redox. Existen reacciones complejas, especialmente difíciles de ajustar por estos métodos. Un ejemplo particular son los llamados procesos redox, donde una especie química gana electrones (se reduce) mientras otra pierde electrones (se oxida). En una reacción donde un elemento se oxida (reductor, pierde electrones) otro elemento se reduce (oxidante, gana electrones). este metodo de balanceo es el mas utilizado en el proceso quimico Para balancear este tipo de ecuaciones hay varios métodos especiales, basados en el uso del llamado número de oxidación (en adelante NO), que es un número no real, que nos indica la carga de un átomo -dentro de una molécula-, imaginando que todos los enlaces de ésta fuesen iónicos. Para calcularlo, hay que aplicar ciertas reglas: 1) Para un elemento no combinado, vale cero. 2) Para un ión mono-atómico, es la propia carga del ión. 3) Para el hidrógeno combinado vale +1, excepto en hidruros metálicos (donde vale -1). 4) Para el oxígeno combinado es -2, excepto en los peróxidos, en cuyo caso es -1. 5) En un compuesto covalente sin H ni O, se aplica NO negativo al elemento más electronegativo (consultar concepto de electro-negatividad) 6) En un ión poliatómico, la suma de los NO es igual a la carga del ión. 7) Si se trata de una molécula, la suma de los NO vale cero.

introduccion

En  la siguiente entrada vamos hablar de el BALANCEO DE ECUACIÓN , se explicara y se nombraran los objetivos

OBJETIVOS:

BALANCEO DE ECUACIONES

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos

 

Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones:

1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN

Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

EJEMPLO:

N2 + H2 → NH3

En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.

 

N2 + H2 → 2NH3

Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante:

 

N2 + 3H2 → 2NH3

La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.

 

2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

BALANCEO DE ECUACIONES CAMBIO EN ELECTRONES CAMBIO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN

Oxidación Perdida Aumento

Reducción Ganancia Disminución

Agente oxidante

( sustancia que se reduce) Gana Disminuye

Agente reductor

( sustancia que se oxida) Pierde Aumenta

Como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.

El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente:

(a) Se escribe la ecuación del proceso. Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.

Mn+4O2-2 + H+1 Cl-1 → Mn+2Cl2-1 + Cl20 + H2+1O-2

(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.

Mn+4 + 2e- → Mn+2

2Cl-1 + 2e- → Cl20

(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.

(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.

MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O-

EJEMPLO:

• Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación

(1) El N sufre una variación en el estado de oxidacion de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.

(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:

N+5 + 3e- → N+2 ( cambio de -3) (2a)

S-2 → S0 + 2e- ( cambio de +2) (2b)

(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3

2N+5 + 6e- → 6N+2 (3a)

3S-2 → 3S0 + 6e- (3b)

(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S (4a)

(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O (4a)

• ION ELECTRÓN

Los pasos de este método son los siguientes:

a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.

b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.

c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras puede añadirse H2O y H+ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H2O en el miembro. Luego se emplean H+ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro.

d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.

e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.

f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.

g) Simplificar los coeficientes.

EJEMPLO:

• Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electron :

Cr2O7-2 + Fe+2 → Cr+3 + Fe+3

(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:

Cr2O7-2 → Cr+3 ( para el agente oxidante) (1a)

Fe+2 → Fe+3 ( para el agente reductor) (1b)

(2) Se efectúa el balanceo de átomos. La semirreacción (1a) exige 7H2O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H+ a la izquierda para igualar los H+. La (1b) está balanceada en sus átomos:

Cr2O7-2 + 14H+ → 2Cr+3 + 7H2O (2a)

Fe+2 → Fe+3 (2b)

(3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es +12 y en el lado derecho es +6; por tanto deben añadirse 6e- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:

Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- → 2Cr+3 + 7H2O (3a)

Fe+2 → Fe+3 e- (3b)

(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:

Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- → 2Cr+3 + 7H2O (4a)

6Fe+2 → 6Fe+3 6e- (4b)

(5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones:

Cr2O7-2 + 14H+ + 6Fe+2 → 2Cr+3 + 7H2O + 6Fe+3