Balanceo de ecuaciones

El químico francés Lavoisier, empleando sistemáticamente la balanza comprobó que la cantidad de materia que interviene en una reacción química permanece constante, antes, durante y después de producida la transformación. Esto quiere decir que en un sistema en reacción, la suma de las masas de las sustancias que intervienen como reactantes es igual a la suma de las masas de las sustancias que aparecen como productos. Este enunciado se conoce como la ley de la conservación de la masa.

CÓMO SE BALANCEA UNA ECUACIÓN

Para balancear o equilibrar una ecuación es necesario colocar coeficientes numéricos que antecedan a las fórmulas correspondientes a los reactivos y productos involucrados, de tal manera que al hacer el conteo de los átomos, este número sea igual a ambos lados de la ecuación

Por ejemplo, se tiene la reacción

,

MÉTODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES

Existen varios métodos para llegar a este resultado.

MÉTODO DE INSPECCIÓN SIMPLE O DE TANTEO

Para ilustrar paso a paso el procedimiento a seguir, analizaremos la reacción entré el ácido clorhídrico y el hidróxido de calcio, con producción de óxidode calcio y agua. Paso 1. Plantear la ecuación para los reactivos y productos

COLEGIO MILITAR GENERAL GUSTAVO MATAMOROS D´CO

"Formamos Hombres Nuevos Para Una Colombia Mejor"

FECHA:

AREA : CIENCIAS NATURALES Y MEDIO AMBIENTE HORAS DE CLASE GRADO :8º

ASIGNATURA: QUIMICA PERIODO 4

ESTUDIANTE: DOCENTE: DALFY YARIMA LÒPEZ ROJAS

Paso 5. Escribir la ecuación química balanceada

Desde el punto de vista de transferencia de electrones, un agente oxidante es aquel que es capaz de captar electrones, provocando la oxidación de una sustancia, mientras que un agente reductor es aquel que es capaz de ceder electrones, provocando que otras especies se reduzcan Así, en la reacción

ACTIVIDAD COMPLEMETARIA

1. Cuáles de las siguientes ecuaciones están balanceadas correctamente?

1) 2Na + O2 -- 2Na2O 2) CaCO3 --- CaO + CO2 3) C + O2 --- CO2 4) HgO ---- Hg + O2 5) 3H2CO3 + 6Fe ---- 3H2 + Fe2(CO3)3 6) Na2SO4 + BaCl2 ---- BaSO4 + 2NaCl 7) 2KOH + H2SO4 ---- 2H2O + K2SO4 8) 2CH3OH + 3O2 ----- 2CO2 + 2H2O

Actividad 2.

Balancea las siguientes ecuaciones por tanteo.

1) ___ Al2O3 ___Al + ___ O2 2) ___ S + ___ O2 ___ SO2 3) ___ SO2 + ___ O2 ___SO3 4) ___C + ___ O2 ___CO2 5) ___ Fe + ___ O2 ___Fe2O3

Actividad 3

Balancea las siguientes ecuaciones químicas y contesta lo que se te pregunta. ¿Cuál es la suma de los coeficientes que permite escribir correctamente cada una de las siguientes ecuaciones?

1) FeS2 + O2 --- Fe2O3 + SO2 2) C2H2 + O2 ---- CO2 + H2O 3) Al + H2SO4----- Al2(SO4)3 + H2 4) NH3 + HNO3----- NH4NO3 CÁLCULOS BASADOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS Las relaciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones de moléculas, de moles y de masas, así como de volúmenes cuando están implicados gases. Mediante el ejemplo que se presenta a continuación se ilustra la clase de información que puede inferirse a partir de una ecuación química. La reacción muestra la oxidación del dióxido de azufre:

Observemos ahora la información que se puede inferir a partir de la ecuación anterior. De la información se deduce que una ecuación química balanceada, contiene la información necesaria para predecir cuál sera la cantidad de reactivo que se necesita para preparar una cierta cantidad de producto, o bien, cuánto producto se obtiene a partir de cierta cantidad de reactivo. Estos cálculos que se pueden realizar con las reacciones Estos cálculos que se pueden realizar con las reacciones químicas se denominan cálculos estequiométrico y se basan en las leyes ponderales. LEYES PONDERALES Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), fue el primer químico que comprendió la importancia de la medida en el estudio de las con la balanza y obtuvo la información necesaria para proporcionar una explicación correcta de reacciones en las cuales, metales como el mercurio o el cobre se calentaban en presencia de aire. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Lavoisier generalizó sus resultados a todas las reacciones químicas, enunciando la llamada ley de la conservación de la masa, que puede formularse de la siguiente manera: En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos de la reacción. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS Cuando se hacen reaccionar dos elementos químicos para formar un determinado compuesto, dichos elementos siempre reaccionan en la misma proporción (2 g de hidrógeno por cada 16 g de oxígeno forman un mol de agua), de tal manera que si uno de estos elementos se encuentra en exceso con relación al otro, este exceso no tomará parte . en la transformación. Esta proporción se mantiene a pesar de que se prepare el compuesto por diferentes procedimientos. Así, podemos preparar agua combinando directamente hidrógeno y oxígeno, o bien podemos obtenerla como uno de los productos de la combustión de la madera. Tanto en un caso como en el otro, la proporción en la que se combinan el hidrógeno y el oxígeno siempre es la misma. Los hechos anteriores se resumen en la llamada ley de las proporciones definidas o ley de las proporciones constantes, enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust, en 1799 . Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación. LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES Proust y muchos químicos de su época encontraron compuestos formados por los mismos elementos, que tenían distinta composición. Por ejemplo, encontraron dos óxidos de cobre. Esto hacía pensar que la ley de Proust había fallado, sin embargo, no era así, pues se trata de dos compuestos diferentes, dos óxidos de cobre de aspecto y propiedades diferentes y hay que recordar que esa ley sí se cumple pero para un mismo compuesto dado. John Dalton resolvió esta inquietud al demostrar en el laboratorio que, haciendo reaccionar cobre con oxígeno en diferentes condiciones, se obtenían dos óxidos de cobre diferentes y comprobó que, dependiendo de las condiciones, dos o más elementos pueden combinarse de manera distinta. Cuantitativamente verificó que, en unas condiciones dadas,

reaccionaba 1 g de oxígeno con 3,98 g de cobre para dar 4,98 g del óxido de cobre II, mientras que en otras condiciones 1 g de oxígeno reaccionaba con 7,96 g de cobre para dar 8,98 g de óxido de cobre.

DERARROLLO DE PROBLEMAS ESQUIOMETRICOS

Se define como la rama de la química que mide las proporciones de los elementos químicos, al realizar un cálculo estequiométrico pretendemos resolver como cuanto producto AB se formara sa partir de cierta cantidad de reactivos a y b ¿si el reactivo a se gasta cuanto de b será necesario para producir una determinada cantidad de producto de AB.

De esta forma los cálculos estequiométrico pueden establecerse en términos de masa –masa, masa –mol o mol-mol. Sl

realizar ejercicios de este tipo es necesario seguir algunos procedimientos o paso. Que son :

1. Escribir correctamente la ecuación química.

2. Balancear o equilibrar la ecuación

3. A partir de la ecuación balanceada relacionar los reactivos y los productos que se solicitan en el problema

4. Calcular la masa molecular de las sustancias relacionadas

Ejemplo cuantos gramos de Ca CO3carbonato de calcio se obtiene al reaccionara 1.000 g de CAO oxido de calcio con dióxido de cabono CO2.

Primero trasformar la información en una reacción química. CAO+ CO2----- Ca CO3

Luego se balancea la ecuación esta ya lo está .ahora escribiremos los peros moleculares de los reactivos y los productos

Masas moleculares: Ca CO3 = 100 g; CAO = 56g ; CO2 = 44g

Planteamos el sistema de conversión asi : X g Ca CO3= 1000g Caox1000g de CaCO3 /56G CaO= 1.785 g CaCO3.

Por Al reaccionar 1000g de oxido de calcio se obtienen 1.785 g de CaCO3. RELACION MOL –MOL

En esta clase de reacción no interesa la relación moles entre cualquiera de las sustancias participantes en una reacción química, así por ejemplo se pide calcular cuántos moles de CO2 se producen al reaccionar 3 moles de C en la combustión del carbono para resolver este tipo de ejercicio se realiza e siguiente procedimiento. se parte de la información 3moles . Luego se plantea un factor de conversión que elimine los moles de C e introduzca los moles de CO2 Partiendo de la ecuación balanceada, se sabe que 1 mol C reacciona con 1mol O2, entonces : 3 moles de C X 1mol de O/ 1 MOL DE C = 3 moles de O2 FINALMENTE SE PUEDE AFIRMAR QUE 3 MOLES DE C que se queman se producen 3 moles de CO2 = 3moles de C X 1mol de CO2 / 1 MOL DE C= 3 moles de CO2. ACTIVIDAD COMPLEMETARIA 1. En qué consisten los cálculos estequiométrico 2. Argumenta que plantean las leyes ponderales 3. En que se diferencian las siguientes leyes y quiénes son sus autores: 4. ley de la conservación de las masas 5. Ley de las proporciones definidas 6. ley de las proporciones múltiples 7. Cuál es su utilidad 8. Quien fue y que aporto a la química Amadeo avogadro 9. Realiza el siguiente ejercicio usando, las relaciones masa –masa y masa moles – dada la ecuación NO3 +H2O---

HNO3+NO calcula: el número de gramos de NO2 requeridos para reaccionar con 3,6 g de H2O. 10. El numero de g de HNO3 que se producen a partir de 5.88 moles de NO2. 11. Recuerda seguir los pasos anteriores.