BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
Las ecuaciones químicas permiten conocer cuales son las l as sustancias que se combinan para formar productos, esto quiere decir las que se forman. La representación de una ecuación es por medio de la ecuación química, la cual esta constituida por reactivos y productos separados por una flecha. En la ecuación química el número de reactivos que se obtiene debe de ser la misma cantidad que de productos. Balancear una ecuación es buscar que el número de átomos en el primer miembro con los del segundo se obtenga una igualdad por lo que es importante el uso de coeficientes, pero nunca se deberá alterar los subíndices. BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS POR EL METODO DE TANTEO
Para el balanceo de ecuaciones por el método de tanteo es importante conocer la Ley de la conservación de la masa que se enuncia del siguiente modo: En una reacción química, la suma de las masa de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Para igualar ecuaciones por este método han de compararse uno a uno los distintos elementos que figuran en la reacción. Si un elemento cualquiera, X, figura, por ejemplo, en el primer miembro con el subíndice 2 y en el segundo con 1, entonces, en principio, se ha de colocar el coeficiente 2 a la izquierda de la formula de segundo miembro que contiene el elemento X. Tal proceder se sigue sistemáticamente con los restantes elementos lo que obliga a veces a modificar alguno de los coeficientes ya escritos. Igualase, por ejemplo, la reacción: H2 + O2 H2O El hidrogeno ya esta igualado, para ajustar el oxigeno es necesario colocar el coeficiente 2 a la molécula de H2O. H2 + O2 2H2O El balance, puesto que el coeficiente 2 afecta tanto al H como al O del agua, se deberá añadir el coeficiente 2 al H2 del primer miembro. 2H2 + O2 2H2O Al establecer la misma cantidad de masa de los reactivos como en los productos se dice que la ecuación esta balanceada. BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS POR EL METODO DE OXIDO-REDUCCION
En el método de oxido reducción, también conocido como Redox, intervienen dos fenómenos. La oxidación y la reducción. La oxidación es la cesión de electrones por parte de los átomos de un elemento y la reducción es la ganancia de electrones. Para el balanceo por este método es importante conocer el Numero de oxidación este numero de un elemento representa su grado de oxidación = numero de electrones perdidos. Para utilizar este método se siguen los siguientes pasos:
Hallar el número de oxidación de cada uno de los elementos químicos que intervienen en la reacción.
Plantear las ecuaciones electrónicas correspondientes a los elementos que se oxidan así como los que se reducen.
Igualar el número de electrones de las ecuaciones electrónicas multiplicándolas después por factores adecuados.
Sumar miembro a miembro las ecuaciones que resultan.
Trasladar a la reacción inicial los coeficientes que aparecen en el paso anterior.
Completar los coeficientes de la reacción original utilizando el método de tanteo. ESTEQUIOMETRIA
La estequiometria es aquella parte de la química que se ocupa del calculo de las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química. Los dos instrumentos esenciales para la realización de cálculos estequiometricos son, por una parte, la reacción química ajustada y por otra, las proporciones aritméticas. La estequiometria estudia la composición de las sustancias en masa o en volumen. LEYES PONDERALES
Son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción. Son las cuatro siguientes:
LEY DE LAVOISIER O DE LA CONSERVACION DE LA MASA
Esta importante ley se enuncia del modo siguiente: En una reacción química, la suma de las masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las masas de los productos. Este resultado se debe al químico francés A. L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible como ejemplo, la combustión del carbón, pera con el uso de la balanza Lavoisier demostró que el peso de los gases era el mismo después de la reacción, comprobando que la materia era indestructible
LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES
En 1808, tras ocho años de investigación, J. L. Proust llego a la conclusión de que: Para formar un determinado compuesto, dos o mas elementos químicos se unen siempre en la misma proporción ponderal.
LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES
Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre si para dar lugar a varios compuestos. Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan entre si una relación, expresable generalmente por medio de números enteros sencillos. 4. LEY DE RICHTER O DE LOS PESOS EQUIVALENTES
Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y dice que los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre si. MOL O MOLECULA GRAMO
Cantidad de cuerpo puro cuya masa ( en gramos ) = masa molecular. 1 mol contiene n moléculas. Ejemplo:
Cl2 (35.5 x 2) representa 71 gr. de Cloro = 6 x 1023 moléculas de cloro. NUMERO DE AVOGADRO
Los científicos A. Avogadro, italiano y A. M. Ampere, francés independientemente enunciaron una hipótesis que posee gran importancia. Dicha hipótesis se expresa así : Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo numero de moléculas si se hallan en iguales condiciones normales de presión y temperatura. En particular en condiciones normales un mol de cualquier gas ocupa 22.4 lts. Y contiene aproximadamente 6.02 x 1023 moléculas. EXAMEN DE QUIMICA II
¿Que relación existe entre las ecuaciones y las reacciones químicas?
R= La ecuación química es la representación de una reacción química
¿ Cual es la función de los coeficientes de una ecuación química ?
R= Indicar la cantidad de moléculas que intervienen en la reacción. Además de multiplicar a los subíndices de cada elemento.
¿ Que significa balancear una ecuación química ?
R= Que tanto en los reactivos como en los productos exista la misma cantidad de átomos.
Balancea las sig. Ecuaciones por metido de tanteo.
Fe2 O3 + C 2Fe + CO Fe2 O3 + 3C 2 Fe + 3CO KCl O3 + S K Cl + SO2 2KClO3 + 3S 2KCl + 3SO2 C6H6 + O2 CO2 + H2O 2C6H6 + 15O2 12 CO2 + H2O
¿Como se puede definir la reacción de oxido reducción?
R= Como la ganancia o perdida de electrones por parte de los átomos en una reacción química.
¿Que es estequiometria?
R= Es la parte de la química que estudia los cálculos de masa y volumen de las sustancias que intervienen en las ecuaciones químicas.
¿Cuales son las leyes pondérales?
o
Ley de las proporciones múltiples
o
Ley de la conservación de la masa
o
Ley de las proporciones constantes
o
Ley de los pesos equivalentes.
Enuncia la ley de la conservación de la masa
R= La suma de las masa de las sustancias reaccionantes debe de ser igual a la suma de las masas de los productos. 9.-Determina la masa molecular de las sig. Formulas CO2 C 12 x 1 = 12 Na Cl Na 23 x 1 = 23 O 16 x 2 = 32 Cl 35 x 1 = 35 44 gr. 58 gr. H2SO4 H 1 x 2 = 2 MgO Mg 24 x 1 = 24 S 32x 1 = 32 O 16x 2 = 32 O 16x 4 = 64 40 gr. 160 gr. Fe2O3 Fe 56 x 2 = 112 O 16 x 3= 48 160 gr. 10. Resuelve los sir problemas y considera CNPT. Volumen de 1.5 moles de O2 1 mol 22.4 l. 22.4 l 1mol O 16 x 2 = 32 g 1 mol 22.4 X 1.5 mol X= 1.5 mol ( 24.4 l ) / 1 mol X= 33.6 L. Volumen de 100gr de SO2 S 32 x 1 = 32 64g 22.4 l O 16 x 2 = 32 100g X 64g X= 100g ( 22.4 l ) = 35l 64g Masa de 67.2 l de O2 O 16x2 = 32g 22.4 l 32g 22.4l X= 67.2 (32 g) = 96 g X 67.7l 22.4l Mol de 5g de CO2 C 12x 1 = 12 O 16x 2 = 32 44g 1mol 44g 1 mol X= 5g ( 1mol ) = 0.11 mol 5g X 44g
Los nitratos inorgánicos
-
En los nitratos está presente el anión NO3 . El nitrógeno en estado de oxidación +V se encuentra en el centro de un triángulo formado por los tres oxígenos. La estructura es estabilizada por efectos mesoméricos.
Cartel español de Nitrato de Chile (1930).
Los nitratos inorgánicos se forman en la naturaleza por la descomposición de los compuestos nitrogenados como las proteínas, la urea, etc.. En esta descomposición se forma amoníaco o amonio respectivamente. En presencia de oxígeno éste es oxidado pormicroorganismos de tipo nitrobacter a ácido nítrico que ataca cualquier base (generalmentecarbonatos) que hay en el medio formando el nitrato correspondiente. Otra vía de formación es a través de los óxidos de nitrógeno que se generan en las descargas eléctricas de las tormentas a partir del nitrógeno y del oxígeno del aire. Con el agua de la lluvia de nuevo se forma ácido nítrico que ataca los carbonatos y otros mineralesbásicos que encuentra en el medio para formar los nitratos correspondientes. Actualmente se forman también cantidades importantes de óxidos de nitrógeno en los procesos de combustión a alta temperatura. Estos se transforman por el m ismo camino en nitratos que ha sido descrito para los óxidos de nitrógeno formados naturalmente. Los nitratos son una parte esencial de los abonos. Las plantas los convierten de nuevo en compuestos orgánicos nitrogenados como los aminoácidos. Muchas plantas acumulan los nitratos en sus partes verdes y si se aprovechan como alimentos cocidos existe peligro de que otros organismos los convierta en nitritos por reducción, que a su vez producen nitrosaminas que son cancerígenas. Por eso se recomienda, por ejemplo, no recalentar las espinacas que suelen tener un cierto contenido en nitrato. En la naturaleza se encuentran cantidades importantes de nitrato de sodio (NaNO3) en depósitos formados por evaporación en Chile (nitrato de Chile). Incrustaciones formadas en los establos de ganado a menudo se componen de nitrato de calcio Ca(NO 3)2. Se generan a partir de la descomposición de la urea CO(NH2)2 de la orina de los animales que es transformado microbiológicamente en ácido nítrico y finalmente por reacción con la cal de las paredes en la sal encontrada.
[editar]Aplicaciones El nitrato de potasio (KNO3) forma parte esencial de la pólvora negra. Se aprovecha su poder oxidante para transformar el carbono y el azufre también presentes en la mezcla en sus óxidos. La energía liberada en el proceso hace que se calienten los gases y se expandan de manera explosiva. Los nitratos - como ya se ha indicado - forman también parte esencial de muchas formulaciones de abonos. El nitrato natural, conocido también como Nitrato de Chile, se explota desde hace mucho tiempo en los salares del norte de este país y constituía un importante producto de exportación del mismo, como puede inferirse de la antigua propaganda que reproduce la imagen reproducida aquí y que también aparece en el artículo sobre Santa Cruz de La Palma, hasta que el desarrollo en Noruega y otros países del nitrato artificial (obteniendo el nitrógeno directamente del aire a través de medios electroquímicos) vino a competir y afectar ese comercio de exportación. Un compuesto especialmente útil en este contexto es el nitrato de amonio. Desgraciadamente aparte de ser un buen abono se descompone de forma explosiva a la hora de calentarlo y es responsable de una gran número de accidentes. Mezclado con petróleo es utilizado como explosivo en minería. En condiciones más controladas la descomposición del nitrato de amonio se utiliza para generar el óxido de dinitrógeno. Este se aprovecha como anestésico y por ejemplo para espumar la nata batida vendida en lata. El nitrato de plata es un precursor importante para los haluros de plata utilizados como sales fotosensibles en fotografía. Como intermedio los nitratos están presentes en el proceso de nitrificación / desnitrificación que se utiliza en las plantas depuradoras de aguas residuales. Se aprovecha el hecho que algunos microorganismos pueden reducir en condiciones anaeróbicas e l nitrato directamente anitrógeno elemental. Así se eliminan los compuestos de nitrógeno de las aguas donde producirían problemas de eutrofización. Los problemas de H 2S (ácido sulfhídrico) que se generan en las depuradoras, fosas sépticas y redes de saneamiento, también se pueden solucionar con la adición de nitratos. Disoluciones de nitratos (cálcico, sódico y potásico) también se utilizan en baños de pasivación de superficies de metales así como en el almacenamiento de energía térmica en plantas solares de concentración. Este último desarrollo es la gran novedad de las plantas solares térmicas, donde la energía sobrante se va acumulando en este tipo de sales, para posteriormente producir electricidad cuando la luz del sol desaparece. El rango de temperatura que pueden almacenar estas sales está entre 131 ºC y 560ºC. La investigación de nuevos nitratos (Nitrato cálcico potásico, Nitrato de litio,...) mejorarán las propiedades de estas sales. [editar]Histórico Los nitratos se conocen al menos desde la Edad Media. Con el ácido sulfúrico (entonces a menudo nombrado aceite de vitriolo) se generaba a partir de ellos el ácido nítrico necesario en la formulación del agua regia. Con la introducción de la pólvora los pequeños yacimientos naturales ya no eran suficientes y se pasó a un proceso de fabricación a partir de los excrementos humanos y animales. Estos se vertían sobre un lecho alto y bien aireado de material orgánico como rastrojos. Además se añadían
cantidades de cal. En estas condiciones se genera, como ya descrito anteriormente, el nitrato de calcio. Este es soluble en agua y pudo ser extraído y obtenido tras la evaporación del líquido. La adición de carbonato potásico, extraído de las cenizas de madera, a una disolución del nitrato cálcico precipitaba el calcio en forma de su carbonato (la cal) y el nitrato potásico se obtenía tras evaporación del disolvente. [editar]Síntesis Los nitratos se pueden obtener por varios métodos: 1. Por actuación del ácido nítrico sobre el metal. Especialmente con ácido concentrado en este proceso se pierden cantidades importantes del ácido por reducción del nitrato para dar óxidos de nitrógeno. 2. Por neutralización de una base con el ácido nítrico. 3. Por intercambio del anión. En este proceso se suele emplear el sulfato soluble de un metal y un equivalente de nitrato de bario Ba(NO 3)2. Precipita el sulfato de bario y se obtiene el nitrato deseado tras la evaporación del líquido. [editar]Los
nitratos orgánicos
Los nitratos orgánicos son ésteres del ácido nítrico con alcoholes. El nitrato orgánico más conocido es, probablemente, la nitroglicerina, formada a partir de una mezcla de glicerina, ácido nítrico y ácido sulfúrico concentrado. Utilizando la misma mezcla de reactivos menos concentrado sobre la celuolosa y tratando el producto generado con un químico X se obtiene el celuloide. El nitrato de amilo (O 2NO(CH2)4CH3) se utiliza en medicina por sus efectos sobre el sistema cardiovascular. La nitroglicerina demuestra efectos parecidos por razón de q ue las formulaciones que se usan en medicina no son explosivos. En la administración de nitroglicerina, un potente vasodilatador, se prefiere la vía sublingual, la cual evita considerablemente el paso por el hígado.
