cmanantial.cl³dulo... · Web viewAquí se le dio el valor de un a la letra a, y con eso se calculó el valor de d, luego con el valor de c se calculó también con el valor de a

Departamento de Ciencias NaturalesColegio Manantial

Sandra Herrera – Carolina Parraguez

Módulo 3Soluciones químicas

Nombre: Retroalimentación NOTACurso: 2° Medio A y BObjetivo (OA OA15): Explicar, por medio de modelos y la experimentación, las propiedades de las soluciones en ejemplos cercanos, considerando: El estado físico (sólido, líquido y gaseoso); Sus componentes (soluto y solvente); La cantidad de soluto disuelto (concentración).Fecha de entrega: 06/05/2020 Puntaje: _____/ 30 ptosInstrucciones generales:

Consultas y dudas vía correo electrónico: o 2° Medio A : Carolina Parraguez ([email protected])o 2° Medio B: Sandra Herrera ([email protected])

Plazo máximo de la entrega miércoles 06 de mayo del 2020. Las consultas favor de indicar su nombre claramente (puede anexar fotos del desarrollo en caso de dudas)

Para el balanceo de ecuaciones químicas siempre debe considerar:

Contar los átomos de cada elemento a cada lado de la flecha de la reacción, es decir, reactantes y productos, para comprobar que esta esta desbalanceada.

En caso de que sospeche que se trata de una ecuación química de redox, calcule los estado de oxidación de los elementos: si estos cambian se debe realizar por el método ión electrón.

Para calcular los estados de oxidación considerar los siguientes puntos:

Cuando los compuestos son monoatómicos, como por ejemplos: Fe, O2, Mn, el estado de oxidación es cero. El estado de oxidación del oxígeno, casi siempre es -2 en los compuestos, mientras que el del hidrógeno casi

siempre es +1. En un compuesto neutro, los estados de oxidación suman cero. En un compuesto ionizado (iones), los estados de oxidación suman la carga total del compuesto, por ejemplo

el ión ZnO2-2, sus estados de oxidación deben sumar -2.

Normalmente, los elementos del grupo 1 tienen estado de oxidación +1. Y los elementos del grupo 2 tienen estado de oxidación +2.

Para encontrar los estados de oxidación de todos los elementos se puede observar detrás de las tablas periódicas que se encuentran en el comercio.

mailto:[email protected]

mailto:[email protected]



Cálculos estequiométricos de disolucionesEste método funciona cuando nos piden calcular la concentración molar o molal pero no nos entregan la cantidad de moles que tiene de cierta sustancia. Para ello vamos a utilizar la siguiente situación problema (pág. 50 Libro de química):

Situación problema: Calcula la concentración molar de una disolución de sulfato de cobre (CuSO 4) que se prepara mezclando 20g del compuesto con suficiente agua hasta alcanzar un volumen total de 250mL.

1. Registro de los datos:

Soluto (CuSO4): 20g

Solución: 250mL

Concentración molar: X (nos piden calcular)

2. Calcular:

Como nos solicitan calcular la concentración molar, debemos utilizar su fórmula:

C=nSolutoV solución

Al observar esta fórmula, nos damos cuenta que requerimos los moles de soluto pero solo tenemos la masa, por lo cual se requiere conocer la cantidad de materia (n). Para ello se deben seguir los siguientes pasos:

Calcular la masa atómica del compuesto: esto se realiza utilizando la masa atómica o número atómico de cada elemento que conforma al compuesto:

Elemento Masa atómica

Cantidad de átomos

Masa total

Cu 64 g/mol 1 64 g/molS 32 g/mol 1 32 g/molO 16 g/mol 4 64 g/mol

Total 160 g/mol Calcular la cantidad de materia (n): para ello se utiliza la siguiente formula, en la cual se relaciona la masa y la

masa atómica del compuesto, dando como resultado la cantidad de moles:

C= Masa(g)

Masaatómica ( gmol

)

C= 20 g

160 gmol

C=0,125mol



Por lo tanto, ahora tenemos la cantidad de moles que hay en esos 20g de sulfato de cobre, pero necesitamos que el volumen de la solución este expresada en Litro. Para ello debemos convertir los 250 mL: Para convertir de mL a L solo se necesita dividir por 1000, por lo cual, hay 0,25L.

Ahora ya nos encontramos en condición de reemplazar en la formula de concentración molar:


C=0,125mol0,25 L

C=0,5 molL

3. Responder:A partir de los cálculos anteriores, se puede determinar que la concentración molar de una disolución preparada con 20g del sulfato de cobre en 250mL es de 0,5 mol/L.

Actividad 1: Responde las siguientes situaciones problemas (Hab. Aplicar – 12 ptos)

1. ¿Cuál es la concentración molar de una disolución acuosa de 100mL preparada con 3g de cloruro de calcio (CaCl2)?

Datos (1 pto) Desarrollo (1 ptos) Respuesta (1 pto)Masa soluto: 3gVolumen solución: 100 mLConcentración molar: ¿?

Como nos solicitan calcular la concentración molar, debemos utilizar esta fórmula:

C=nSoluto (moles)V solución (Litros )

En esta caso, tenemos el volumen de la solución que son 100 mL, pero la fórmula nos pide que este expresado en litros, por lo tanto debemos transformarlo, dividiendo por mil:

100mL1000

=0,100 L

Por otro lado, no poseemos en dato de moles de soluto, pero si contamos con la masa que se utilizó para crear la solución, por lo tanto debemos utilizar la siguiente fórmula:

n= Masa(g)

Masa atómica ( gmol

)

Por lo tanto, la concentración molar de la disolución acuosa de cloruro de calcio es de 0,3 M.



Pero primero debemos calcular la masa molecular (o atómica) del compuesto, para ello necesitamos sumar la masa atómica de cada elemento que lo compone:


Cantidad de átomos

Masa total

Ca 40 g/mol 1 40 g/molCl 36 g/mol 2 72 g/mol

Total 112 g/mol

Ahora podemos reemplazar los datos en la fórmula:

n= 3g112 g /mol

=0,03mol

Ahora que tenemos los moles que hay contenidos en esos 3g de soluto, podemos calcular su concentración molar:

C=0,03mol0,100 L

=0,3M

2. Calcula la concentración molar de 10mL de una disolución acuosa que fue preparada con 5g de hidróxido se sodio (NaOH).

Datos (1 pto) Desarrollo (1 ptos) Respuesta (1 pto)Masa de soluto: 5gVolumen de solución: 10 mLConcentración molar: ¿?


C=nSoluto(moles)V solución (Litros )

En esta caso, tenemos el volumen de la solución que son 10 mL, pero la fórmula nos pide que este expresado en litros, por lo tanto debemos transformarlo, dividiendo por mil:

10mL1000

=0,01 L

Por otro lado, no poseemos en dato de moles de soluto, pero si contamos con la masa que se utilizó para crear la solución, por lo tanto debemos utilizar la siguiente fórmula:

n= Masa(g)


)

Por lo tanto, la concentración molar de la disolución acuosa de hidróxido de sodio es de 12,5 M.





Cantidad de átomos

Masa total

Na 23 g/mol 1 23 g/molO 16 g/mol 1 16 g/molH 1 g/mol 1 1 g/mol

Total 40 g/mol


n= 5 g40g /mol

=0,125mol

Ahora que tenemos los moles que hay contenidos en esos 3g de soluto, podemos calcular su concentración molar:

C=0,125mol0,01 L

=12,5M

3. Calcula la masa de KOH necesaria para preparar 500mL de una disolución acuosa con una concentración de 5 M.

Datos (1 pto) Desarrollo (1 ptos) Respuesta (1 pto)Masa de soluto: ¿?Volumen de solución: 500 mLConcentración: 5M.

En este caso nos solicitan la masa de KOH para ello deberíamos usar la fórmula de los moles:

n= Masa(g)


)

Pero para ello necesitamos tanto los moles de sustancia como la masa atómica o molecular. Para calcular los moles de sustancia debemos usar la fórmula de la concentración molar, puesto que nos entregan esta concentración:


Primero reemplazamos los datos entregados, pero OJO el volumen de la solución está en mL, pero lo necesitamos en litros, por lo tanto debemos transformarlo, dividiendo por mil:

Por lo tanto, para la formación de la solución acuosa de KOH al 5M debemos tener una masa de 140 g.



500mL1000

=0,500 L

Ahora reemplazamos y despejamos los moles del soluto:

5M=nSoluto(moles )

0,5Ln=5M×0,5 Ln=2,5moles

Ahora calculamos la masa molar del compuesto, para ello necesitamos sumar la masa atómica de cada elemento que lo compone:


Cantidad de átomos

Masa total

K 39 g/mol 1 39 g/molO 16 g/mol 1 16 g/molH 1 g/mol 1 1 g/mol

Total 56 g/mol

Ahora podemos reemplazar los datos en la fórmula de los moles:

2,5moles=Masa(g)56g /mol

Mas a=2,5moles×56 g/molMasa=140 g

4. Determina la concentración molar de una disolución que fue preparada al mezclar 35 g de ácido sulfúrico (H2SO4) con 200g de agua. La densidad de la disolución es 1,2 g/mL.

Datos (1 pto) Desarrollo (1 ptos) Respuesta (1 pto)Masa soluto: 35gMasa solvente: 200gConcentración molar: ¿?

Densidad: 1,2g/mL


C=nSoluto (moles)V solución (Litros )

En este caso, nos entregan la masa del soluto y la masa de solvente, pero necesitamos los moles del soluto y el volumen de solución.

Como contamos con la masa que se utilizó para crear la solución, debemos utilizar la siguiente fórmula para calcular los moles de ácido sulfúrico:

Por lo tanto, la concentración molar de la disolución de ácido sulfúrico y agua es de 1,84 M.



n= Masa(g)


)



Cantidad de átomos

Masa total

H 1 g/mol 2 2 g/molS 32 g/mol 1 32 g/molO 16 g/mol 4 64 g/mol

Total 98 g/mol


n= 35 g98g /mol

=0,36mol

Ahora que tenemos los moles que hay contenidos en esos 35g de soluto, debemos calcular el volumen de la solución, para ello tenemos que considerar que nos entregan la masa del soluto y el solvente, por lo cual debemos sumarlos para tener la masa de la solución:

Solución=35 g+200 g=235 g

Pero ahora tenemos que tener el volumen que ocupan esos 235g de solución, para ello utilizaremos la densidad de la solución, en donde:

Densidad= MasaVolumen

1,2g /mL= 235 gVolumen

Volumen= 235g1,2g /mL

=195,8mL

Ahora, debemos transformar los mililitros a litros, dividiendo por mil:

195,8mL1000

=0,196 L



Finalmente, teniendo todos los datos, reemplazamos en la fórmula de la concentración molar:


C=0,36mol0,196 L

=1,84M

Preparación de disoluciones por disolución

Este método se utiliza para la preparación de disoluciones cuando sus componentes se encuentran en estado sólido y líquido. Para ello vamos a utilizar la siguiente situación problema (pág. 52 libro de química)

Situación problema: ¿Qué cantidad de soluto (CuSO4 5H∙ 2O) se debe pesar para preparar 250 mL de una disolución acuosa que tenga una concentración molar de 0,50 mol/L? (CuSO4 5H∙ 2O se encuentra en estado sólido)


Soluto (CuSO4 5H∙ 2O): X (nos piden calcular)

Solución: 250mL

Concentración molar: 0,50 mol/L

2. Calcular: Como nos piden calcular la masa del soluto, primero debemos saber cuántos moles de sustancia hay en la supuesta solución, para ello utilizaremos la fórmula de concentración molar:


Reemplazamos con los datos registrados y despejamos el valor de moles (a la misma vez se transformó los mL a L):

0,50mol /L= X0,250L

0,50 molL×0,250 L=X

X=0,125mol

Una vez ya tenemos la cantidad de moles que habría en la solución, debemos calcular la masa que hay con esos moles de sustancia, para ello utilizaremos la fórmula que relaciona la masa con la masa atómica:



C=Masa(g)

Masaatómica ( gmol

)

Pero antes de reemplazar los valores debemos calcular la masa atómica del compuesto:


Cantidad de átomos

Masa total

Cu 64 g/mol 1 64 g/molS 32 g/mol 1 32 g/molO 16 g/mol 4 64 g/molH 1 g/mol 5 x 2 10 g/molO 16 g/mol 5 x 1 80 g/mol

Total 250 g/molPor lo tanto, la masa atómica del compuesto es 250g/mol. Ahora ya teniendo esta información podemos reemplazar en la fórmula:

C=Masa(g)

Masaatómica ( gmol

)

0,125mol= X250g /mol

0,125mol×250g /mol=X

X=31,25g

3. Responder:

Por consiguiente, debo masar 31,25g de CuSO4 5H∙ 2O y agregar agua hasta completar los 250mL, para preparar una solución de concentración 0,5 mol/L.

Preparación de disoluciones por diluciónEste método se utiliza cuando se busca crear una solución a partir de otra disolución ya existente más concentrada. Para ello utilizaremos la siguientes problemática (pág. 53 libro de química):

Situación problema: ¿Qué volumen de etanol al 96 % m/m (densidad: 0,804 g/mL) necesitamos para preparar 100 mL de una disolución acuosa de etanol de concentración 2,0 mol/L? (masa atómica etanol: 46,1 g/mol)


%m/m (etanol): 96%

Volumen de etanol (96%)= X



Solución: 100 mL = 0,100L

Concentración molar: 2 mol/L

Densidad etanol: 0,804 g/mL

2. Calcular:

Primero debemos saber cuántos moles de sustancia hay en la supuesta solución, para ello utilizaremos la fórmula de concentración molar:


Reemplazamos con los datos registrados y despejamos el valor de moles (a la misma vez se transformó los mL a L):

2mol/L= X0,100 L

2molL×0,100L=X

X=0,2mol

Una vez ya tenemos la cantidad de moles que habría en la solución, debemos calcular la masa que hay con esos moles de sustancia, para ello utilizaremos la fórmula que relaciona la masa con la masa atómica, como este valor ya lo poseemos (porque lo dieron en el problema) solo reemplazamos:

C=Masa (g)

Masaatómica ( gmol

)

0,2mol= X46,1g /mol

0,2mol×46,1g /mol=X

X=9,22g

Ya sabemos que necesitamos 9,22g de etanol para la solución, pero en este caso el etanol esta al 96%m/m, por lo tanto necesitamos saber cuanto necesitaríamos de esta solución para formar la otra, para ello utilizaremos la fórmula:

%m/m=msolutomsolución

×100

Reemplazamos:



96%=9,22 gX

×100

X=9,22g96%

×100

X=9,6 g

Por lo tanto, necesitamos 9,6g del alcohol al 96%m/m para crear la siguiente solución. Pero el problema me solicita la cantidad en volumen, por lo cual debemos utilizar la densidad del etanol para transformar la masa en volumen:

d=mV

0,804 g /mL=9,6 gX

X= 9,6 g0,804g /mL

X=11,9mL

3. Responder:

Por consiguiente, necesitamos 11,9mL de la solución de etanol al 96%m/m para crear nuestra disolución.

Actividad 2: Responde las siguientes situaciones problema (Aplicar – 9 ptos)

1. Si queremos preparar 5 L de una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) con concentración molar de 0,2 mol/L a partir de una disolución que tiene una concentración molar de 11,5 mol/L, ¿qué volumen de la más concentrada debemos tomar para preparar la más diluida?

Datos (1 pto) Desarrollo (1 ptos) Respuesta (1 pto)Volumen solución final = 5LConcentración solución final= 0,2mol/LConcentración solución inicial= 11,5 mol/LVolumen sacado de la solución inicial = ¿?

Como queremos realizar una solución de 5L de HCl con una concentración de 0,2mol/L, primero debemos calcular cuántos moles debemos tener de HCl para formarla, en este caso, como la concentración está dada en molaridad, debemos usar esa fórmula:

C=nSoluto (moles )V solución (Litros )

0,2mol /L= X5 L

X=5 L×0,2mol /Lx=1mol

Por consiguiente deberíamos tener 1 mol de HCl para crear la nueva disolución.Ahora debemos saber que volumen debemos sacar de la

Por lo tanto, necesitamos obtener 0,0879 L de la disolución inicial para obtener una nueva solución de 5L a 0,2mol/L.



solución inicial (11,5mol/L) para obtener 1 mol de HCl, para ello utilizamos la misma fórmula, ya que, su concentración también está dada en molaridad:


11,5mol /L=1MolX

X= 1mol11,5mol/L

x=0,0879 L

2. El suero fisiológico es una solución acuosa de cloruro de sodio (NaCl) a una concentración m/V de 0,9 % ¿Qué masa de cloruro de sodio se necesitaría para preparar un litro de suero fisiológico?

Datos (1 pto) Desarrollo (1 ptos) Respuesta (1 pto)%m/V = 0,9 %Masa soluto (NaCl) = XVolumen solución = 1 L

Como nos solicitan calcular la masa de NaCl para formar 1L de suero fisiológico, sabiendo que este tiene una concentración de 0,9%m/V, debemos obtener la masa basándose en la fórmula que nos permite calcular el %m/V:

%m/V=msolutoV solución

×100

Ahora reemplazamos los datos en la fórmula, de la solución que queremos formar, pero primero debemos transformar los litros en mL, puesto que la fórmula así lo pide, para ello multiplicamos por 1000.

1 L×1000=1000mL

Ahora si podemos reemplazar los datos y resolver:

0,9%= X1000mL

×100

0,9%× 1000mL100

=X

x=9 g

Por lo tanto, necesitamos 9g de NaCl para generar un litro de suero fisiológico.

3. ¿Qué cantidad de glucosa (C6H12O6) debemos masar para preparar una solución de 0,5L a una concentración molar de 3mol/L?

Datos (1 pto) Desarrollo (1 ptos) Respuesta (1 pto)Masa soluto = ¿? Para calcular la masa de soluto que debemos ocupar para Por lo tanto, necesitamos



Solución = 0,5LConcentración= 3mol/L

crear una solución de 0,5L glucosa a 3mol/L, tenemos que conocer primero la cantidad de moles que tendría que tener de soluto, para ello ocuparemos la fórmula de la molaridad, puesto que la concentración está en esa unidad de medida:


3mol /L= X0,5 L

X=3mol/L×0,5 Lx=1,5mol

Ahora que conocemos los moles que debe tener la solución, podemos calcular la masa que se requiere de glucosa para formarla, mediante la fórmula de los moles:

n= Masa(g)


)

Pero primero debemos calcular la masa atómica de la molécula de glucosa:


Cantidad de átomos

Masa total

C 12 g/mol 6 72 g/molH 1 g/mol 12 12 g/molO 16 g/mol 6 96 g/mol

Total 180g/molYa conociendo la masa molecular de la glucosa, podemos calcular la masa que necesitamos de la glucosa:

1,5mol= X180 g/mol

X=1,5mol×180 g/molx=0,0083g

0,0083g de glucosa para formar una solución de 0,5L a 3mol/L de concentración.

Reacciones en disolución

Existen principalmente tres tipos de reacciones que ocurren en disoluciones:



a. Reacción de precipitación: Cuando preparamos una solución con dos compuestos iónicos, interactúan sus aniones y/o cationes, se puede obtener un nuevo compuesto insoluble en la disolución y este cae al fondo del recipiente, formando el precipitado.

b. Reacciones ácido – base: a modo general un ácido es aquel que al estar en solución acuosa (con agua) este libera H + y

una base libera OH-. Estas reacciones pueden ser: De disociación: cuando la molecula del acido o base se descomponen. De neutralización: cuando interactua un ácido y una base, formando un sal y agua.

c. Reacciones de oxido-reducción (Redox): en estas reacciones involucran la transferencia de electrones. Estas tienen dos componentes: el agente reductor (cede electrones) y el agente oxidante (recibe los electrones).



Las reacciones químicas se representan mediante una ecuación química, las cuales deben cumplir con la Ley de la conservación de la masa, según la cual la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma, por lo cual, en las ecuaciones químicas se utilizan los coeficientes estequiométricos para que ello se cumpla, mediante un proceso denominado balanceo de ecuaciones químicas, para lo cual existen distintos métodos: método del tanteo, método algebraico y método de óxido-reducción (ión-electrón). Esta última no la han visto con anterioridad, por lo cual se revisará a continuación (pág. 58 – 59 libro de química).

Consideremos la ecuación química sin balancear:

Debemos seguir los siguientes pasos:





Actividad 3: Balancea las siguientes ecuaciones químicas (Hab.: Aplicar – 9 ptos)

a) CO2 + H2O C6H12O6 + O2

Desarrollo (2 ptos) Resultado (1 pto)El primer paso es ver si la ecuación se encuentra balanceada. Para ello debemos calcular la cantidad de átomo que hay de cada elemento, en el lado de los reactantes y de los productos:

En este caso los elementos no se encuentran igual a ambos lados de la reacción por lo tanto es necesario balancearla.En este caso utilizaré el método algebraico, entonces primero debo colocar una letra frente a cada compuesto, como se muestra en la imagen:



A continuación debemos expresar las fórmulas, indicando cuando átomos hay de cada elemento, pero NO CON NÚMERO SINO, CON LAS LETRAS QUE COLOCAMOS:

En este caso, como el carbono (C) solo posee un átomo en los reactante, en el compuesto “a”, se expresa solo como a, la flecha que hay entre reactantes y reactivos se reemplaza por un igual, y luego vemos cuántos carbonos hay en los productos, es decir, 6 en el compuesto c, por lo que se expresa como 6c.

Se realiza el mismo procedimiento para el oxígeno (O) y el hidrógeno (H). En el caso del oxígeno, tenemos 2 átomos en el compuesto a (2a) y uno en b (b), y del lado de los productos tenemos 6 en c (6c) y 2 en d (2d), y se coloca una suma entre los diferentes compuestos. En el caso del hidrógeno, tenemos 2 en b (2b) y 12 en c (12c).

Cuando ya tenemos las reacciones comenzamos a dar valores a las incógnitas (a, b, c y d) para resolver las fórmulas que hemos planteado:

Aquí se le dio el valor de un a la letra a, y con eso se calculó el valor de c, luego con el valor de c se calculó en valor de b y finalmente se sacó el valor de d utilizando las otras incógnitas. Si observas hay un valor (c) que nos dio una fracción, lo cual no puede ser escrito como un coeficiente estequiométrico, por lo cual es necesario multiplicar todos los valores por el denominador, en este caso por 6, para obtener los valores finales.OJO: EN CASO DE QUE SALGAN DOS O MÁS VALORES EXPRESADOS EN FRACCIONES O DECIMALES, SE DEBE MULTIPLICAR POR EL MINIMO COMÚN MULTIPLO.

Cuando ya obtuvimos todos los valores de las incógnitas, es posible escribir la ecuación química balanceada, además debemos comprobar que el balanceo ha sido efectivo, para ello volvemos a contar los átomos de cada elemento a cada lado de la flecha:



Como se puede observar los valores de los átomos de carbono, oxígeno e hidrógeno se encuentran iguales a ambos lados de la flecha, por lo cual se considera que la ecuación se encuentra balanceada.

b) Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 Al(OH)3 + CaSO4

Desarrollo (2 ptos) Resultado (1 pto)

El primer paso es ver si la ecuación se encuentra balanceada. Para ello debemos calcular la cantidad de átomo que hay de cada elemento, en el lado de los reactantes y de los productos:

En este caso los elementos no se encuentran igual a ambos lados de la reacción por lo tanto es necesario balancearla.En este caso utilizaré el método algebraico, entonces primero debo colocar una letra frente a cada compuesto, como se muestra en la imagen:



A continuación debemos expresar las fórmulas, indicando cuando átomos hay de cada elemento, pero NO CON NÚMERO SINO, CON LAS LETRAS QUE COLOCAMOS:

En este caso, como el calcio (Ca) solo posee un átomo en los reactante, en el compuesto “a”, se expresa solo como a, la flecha que hay entre reactantes y reactivos se reemplaza por un igual, y luego vemos cuántos calcios hay en los productos, es decir, 1 en el compuesto d, por lo que se expresa como d.Se realiza el mismo procedimiento para el oxígeno (O), el hidrógeno (H), el aluminio (Al) y el azufre (S). En el caso del oxígeno, tenemos 2

átomos en el compuesto a (2a) y 12 en b (12b), y del lado de los productos tenemos 3 en c (3c) y 4 en d (4d), y se coloca una suma entre los diferentes compuestos. En el caso del hidrógeno, tenemos 2 en a (2a) y 3 en c (13c). El aluminio tenemos 2 en b (2b) y uno en c (c) y en el azufre tenemos 3 en b (3b) y uno en d (d).

Cuando ya tenemos las reacciones comenzamos a dar valores a las incógnitas (a, b, c y d) para resolver las fórmulas que hemos planteado:

Aquí se le dio el valor de un a la letra a, y con eso se calculó el valor de d, luego con el valor de c se calculó también con el valor de a y finalmente se sacó el valor de b utilizando el valor de d. Si observas hay dos valores (b y c) que nos dio en fracción, lo cual no puede ser escrito como un coeficiente estequiométrico, por lo cual es necesario multiplicar todos los valores por el denominador, en este caso por 3 (mínimo común múltiplo de los denominadores), para obtener los valores finales.



OJO: HAY CASOS EN LOS QUE NO SE UTILIZAN TODAS LAS FÓRMULAS PLANTEADAS. NO DEBES PREOCUPARTE POR ELLO.CONSEJO: TRATA SIEMPRE DE UTILIZAR LAS ECUACIONES MÁS SIMPLES.

Cuando ya obtuvimos todos los valores de las incógnitas, es posible escribir la ecuación química balanceada, además debemos comprobar que el balanceo ha sido efectivo, para ello volvemos a contar los átomos de cada elemento a cada lado de la flecha:

Como se puede observar los valores de los átomos de calcio, oxígeno, hidrógeno, aluminio y azufre se encuentran iguales a ambos lados de la flecha, por lo cual se considera que la ecuación se encuentra balanceada.

c) Zn + NaNO3 + NaOH Na2ZnO2 + NH3 + H2O

Desarrollo (2 ptos) Resultado (1 pto)El primer paso es ver si la ecuación se encuentra balanceada. Para ello debemos calcular la cantidad de átomo que hay de cada elemento, en el lado de los reactantes y de los productos:

En este caso los elementos no se encuentran igual a ambos lados de la reacción por lo tanto es necesario balancearla.En este caso utilizaré el método ión electrón, entonces primero debemos colocar los estados de oxidación de los elementos:



AQUÍ LES DEJO UN LINK DE UN VIDEO DE YOUTUBE QUE NOS AYUDE A RECORDAR COMO SACAR LOS ESTADOS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS:https://youtu.be/jLElcElc-MU

Como se observa en la imagen, los elementos que cambiaron su estado de oxidación fueron el zinc (Zn) y en nitrógeno (N). En donde el Zn pierde 2 electrones, puesto que su estado de oxidación pasa de 0 a +2, mientras que el N ganó 8 electrones, ya que su estado de oxidación pasó de +5 a -3.

Lo que sigue es plantear las semireacciones de oxidación y reducción:

Se considera oxidación cuando se pierden electrones y reducción cuando se ganan electrones.

Si observas con detención se puede ver que en ambas semireacciones no se colocaron los compuestos completos. Na2ZnO2, como es una sal se puede disociar y expresar como ZnO2

-2, quedando cargado negativamente (-2), porque el sodio se llevó 2 electrones. Y el NaNO3 se expresa como NO3

-

(Na se lleva un electrón, por eso queda cargado).

Como ya tenemos planteadas las semireacciones, ahora debemos colocar los electrones que se ganaron o se perdieron:

En la primera semireacción se agregan al lado de los productos, porque debemos considerar que los perdió. Y en la segunda semireacción se agrega en los reactivos, porque se ganaron esos electrones.A continuación debemos calcular las cargas presentes en los lados de los reactivos y productos:

https://youtu.be/jLElcElc-MU



Luego debemos igualar las cargas, como esta reacción ocurre en medio básico (NaOH) para ello agregamos iones hidróxilos donde haga falta:

Ahora agregamos moléculas de agua para balancear la cantidad de hidrógeno, como en la primera reacción quedamos con 4 hidrógenos, debemos agregar 2 moléculas de agua, para que quede igual a ambos lados. Por otro lado en la segunda reacción, en los productos tenemos 3 hidrógenos (de la molécula de NH3) más 9 (OH-), dando un total de 12 hidrógenos, por lo tanto, debemos colocar 6 moléculas de agua en el lado de los reactivos:

Luego, debemos multiplicar las semireacciones para eliminar los electrones, entonces, debemos multiplicar cada reacción con un número que me permita tener la misma cantidad de electrones a ambos lados de la flecha:



En este caso se multiplicó la primera por 4 y la segunda por 1. RECUERDA, QUE SE DEBE MULTIPLICAR CADA COMPUESTO DE LA REACCIÓN:

A continuación comenzamos a restar los compuestos que se encuentre repetidos en ambas reacciones, recuerda que si la resta es diferente a 0 se debe colocar el número en lado donde había una mayor cantidad del compuesto:

En el siguiente paso debemos sumar las reacciones con los compuestos que nos quedaron:

A continuación expresamos la reacción balanceada (se deben volver a unir los compuestos que habíamos disociados al inicio del balanceo, colocar los coeficientes estequiométricos donde corresponde.



Finalmente, debemos comprobar si el balanceo esta bien realizado, para lo cual nuevamente contamos los átomos de los elementos, en los reactivos y en los productos:

Como las cantidades de átomos son iguales a ambos lados de la reacción general, se considera que la ecuación química está bien balanceada.

SI CONSIDERA NECESARIO, OBSERVAR EL SIGUIENTE VIDEO DE YOUTUBE, EN DONDE SE EXPLICA EL MISMO EJERCICIO: https://youtu.be/5vbbaaFMu0Y

https://youtu.be/5vbbaaFMu0Y

Documents

cmanantial.cl³dulo... · Web viewAquí se le dio el valor de un a la letra a, y con eso se calculó el valor de d, luego con el valor de c se calculó también con el valor de a