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TRABAJO Unidad 2: Fase 2 - Trabajo Cuantificación y Relación en la Composición de la Materia.
Estudiante Sandra Milena Ardila
Grupo del curso 403
Presentado a Eliana Yissel Aguilera
FECHA
21 de Octubre de 2016
1
FASE III Cada estudiante elige una de las siguientes reacciones y expresa la constante de equilibrio: Nombre del estudiante 1 Reacción N2 (g) + H2 (g) NH3 (g) Constante de equilibrio
1. Se escribe la reacción en la forma iónica:
2. Se realizan a la vez las reacciones de la oxidación y de la reducción.
Se determinan los números de la oxidación de cada átomo que aparece en la reacción.
0 0 31
Se identifican los pares de las reacciones de la oxidación y de la reducción de todos los átomos que han sido oxidados. Cuando un miembro del par de reducción del oxígeno del grado de la oxidación es -2, lo mejor es sustituirlo con una molécula de agua.
0 1 2 : → 0 31 : →
Se escribe la transferencia de los electrones y el número de los átomos que han sido oxidados, ósea los reducidos en ambos lados de la ecuación y debe ser igual.
0 1 2 : → 2− 2
0 31 : 6− → 2 3. Se equilibran los átomos en las ecuaciones parciales. La ecuación química debe por ambos lados de la ecuación tener el mismo número de átomos de cada elemento. Los átomos se equilibran añadiendo el coeficiente adecuado delante de la fórmula.
Se equilibran todos los átomos excepto del oxígeno y del hidrógeno. Para esto se puede utilizar cualquier tipo que aparece en la ecuación.
Se equilibran las cargas. En las reacciones en el medio ácido las cargas se equilibran añadiendo un ion H+ al lado que tiene falta de las cargas positivas.
Se equilibran los átomos del oxígeno. Se verifica si el número de los átomos es adecuado en el lado izquierdo de la ecuación a su número en el lado derecho de la misma.
4. Se iguala el número de los electrones perdidos y recibidos. Dado que el número de los electrones librados en la reacción de la oxidación tiene que ser idéntico al número de electrones recibidos en la reacción de la reducción, multiplicaremos las dos ecuaciones por el factor que dará el multiplicador 3
mínimo común.
0 1 2 : 3 3 → 3 6− 6+ 0 31 : 6− 6+ → 2 5. Se suman las ecuaciones parciales. 6. Las ecuaciones parciales se suman de manera que en un lado estén todos los productos, y en el otro todos los reactantes.
0
+ −
+ + + +↔
−+ + ++
7. Se acorta la ecuación.
0 0 31 3 2 Se verifica si la suma de distintos tipos de átomos en un lado de la ecuación es adecuada a su suma en el otro lado. Entonces podemos escribir una ecuación equilibrada.
3 2 Obtenido el balance, procedemos a buscar la constante de equilibrio:
[ ] = [ ][ ]
4
Considerar en grupo y desarrollar el siguiente equilibrio:
SO2 (g) + O2 (g)
SO3(g).
Se colocan en un recipiente de 2 L, 4 moles de SO2 y 3 moles de O2. Si en el equilibrio se encuentran 2 moles de SO2, calcule la constante de equilibrio para la reacción.
Nombre de los estudiantes que participaron en el desarrollo Estudiante 1. SANDRA MILENA ARDILA Estudiante 2. CRISTIAN CAMILO RESTREPO CARDONA Estudiante 3. ELIANA ZULEYMA IBARRA Estudiante 4. EDGAR MILCIADES CANO Estudiante 5. Solución. Tenemos que equilibrar la ecuación
2 2 SUSTANCIA MOLES MOLARIDAD
INICIALES REACCION EN EL EQUILIBRIO
2SO2 (g) 2SO3(g) 4 -2X 4-2X
+
O2 (g) 3 -X 3-X
2 2 Donde obtenemos lo siguiente: 2 Moles de SO en el equilibrio: 4 2 2 → 2 4 2 1 1.() 4 2 4 2 2 2.() 3 3 1 2 3.() 2 2 2
