TABLA PERIODICA EN DIAPOSITIVAS

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ESTEQUIOMETRÍA Y ECUACIONES QUÍMICAS: CÁLCULOS

Si se ha escrito correctamente la ecuación química igualada de una determinada reacción química, como cada fórmula representa no sólo a la sustancia en cuestión, sino también un peso fórmula (o molecular) de la misma, se pueden establecer relaciones entre los pesos de dos cualesquiera cuerpos reaccionantes y calcular, a partir de una de dichas relaciones, la cantidad de una sustancia si se conoce la de otra. En el caso de sustancias gaseosas, la fórmula molecular representa no sólo el peso molecular-gramo, sino también el volumen molar, el cual, en condiciones normales, es igual, muy aproximadamente, a 22.4 litros.

Desde un punto de vista químico más correcto estos cálculos deben mejor realizarse determinando el número de moles de la sustancia que se desea a partir del número de moles de la sustancia dada y del factor de conversión de uno a otro producto, el cual se deduce de la relación entre el número de moléculas (y de moles) entre ambas sustancias, establecido en la ecuación química correspondiente. De este número de moles se calcula el peso de aquella sustancia o, en su caso, de ser un gas, el volumen en las condiciones deseadas.

En muchos casos, especialmente en aquellas reacciones que tienen lugar en disolución, utilizadas en análisis volumétrico cuantitativo, los cálculos químicos se llevan a cabo utilizando el principio general de que los cuerpos reaccionan equivalente a equivalente.

El peso equivalente de un elemento, derivado de la Ley de Richter de las proporciones recíprocas, es loa cantidad de elemento que se combina o que reemplaza a un átomo de hidrógeno; el peso equivalente gramo del elemento es, por tanto, el peso en gramos de él, que se une o sustituye a un átomo gramo de hidrógeno, esto es, a 1.008 gramos. El peso equivalente gramo de un elemento (y también de un compuesto), se une o reemplaza en las reacciones químicas al peso equivalente gramo de cualquier otro elemento (o compuesto).

Los problemas numéricos inmediatos que se deducen de las ecuaciones químicas se subdividen en tres grupos:

Relaciones peso-peso
Relaciones peso-volumen
Relaciones volumen-volumen


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Relaciones ponderales deducidas de las ecuaciones químicas. Análisis gravimétrico

Los siguientes ejemplos ponen de manifiesto la forma de operar en este tipo de cálculos químicos.

1. Hallar el peso de oxígeno que puede obtenerse al calentar 75 g de óxido mercúrico, HgO

La reacción correspondiente a la descomposición del óxido mercúrico es

2 HgO = 2 Hg + O2

2 x 216,61 g 2 x 200,61 g 32 g

= 433,22 g = 401,22 g

indicándose debajo de cada fórmula el peso molecular o peso fórmula respectivo, multiplicado por el coeficiente de la propia sustancia.

Puesto que 433,22 g de HgO dan a lugar 32 g de O2 , los 75 g de HgO (dato del problema) darán a lugar X g de O2, con lo cual se puede plantear una Regla de 3 simple

433,22 g de HgO ------------ 32 g de O2

75 g de HgO ------------ X

X = 75 g de HgO x 32 g de O2/433,22 g de HgO = 5,54 g de O2



El problema puede resolverse también desde el punto de vista químico si se tiene en cuenta que 2 moles (*) de HgO dan lugar a 1 mol de O2 y que, por tanto, el número de moles de HgO que tenemos,multiplicado por el factor de conversión correspondiente1mol de O2/2 moles de HgO, nos dará el número de moles de O2 que se formen, el cual, multiplicado por el factor de conversión 32 g de O2/1 mol de O2 , será igual al número de gramos que se obtendrán de esta sustancia. La expresión rugurosamente correcta del cálculo químico es:

= 75 g HgO /216.61 g HgO/mol Hgo X 1 mol O2/ 2 mol HgO X 32 g O2/1 mol O2 =

= (75 x 32 /216.61 x 2) g de O2 = 5.54 g de O2

El primer factor es el número de moles de HgO que nos dan, el segundo convierte el número de moles de HgO en moles de O2, y el tercero transforma el número de moles en gramos de oxígeno.

Los dos caminos llegan, naturalmente, al mismo resultado. Aunque el primero, que utiliza una simple regla de 3, puede parecer más inmediato e intuitivo, el estudiante debe procurar resolver siempre estos problemas por el segundo método, mucho más formativo en los estudios de Química y más seguros en la exactitud del resultado encontrado.

PROBLEMA PARA RESOLVER: Calcular la cantidad de clorato de potasio KClO3, que se necesita para obtener 1 Kg de Oxígeno. La ecuación correspondiente a la descomposición del clorato de potasio es: 2KClO3 = 2 KCl + 3 O2

Resultado: 2553 g de KClO3

(*) En todos los cálculos químicos consideraremos como mol no sólo el peso en gramos correspondiente al peso molecular de la sustancia, sino también al peso fórmula para compuestos de tipo no molecular y al peso atómico para elementos metálicos y análogos cuya fórmula es monoatómica.


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Relación peso-volumen deducidas de las ecuaciones químicas

2. Calcular el volumen de hidrógeno en condiciones normales que podrá obtenerse al hacer reaccionar 500 g de zinc con ácido sulfúrico diluido. La ecuación correspondiente a este proceso es:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

65,38 g 22.4 litros en c.n.

indicándose debajo del símbolo del zinc el peso atómico-gramo, y debajo de la fórmula del hidrógeno el volumen molar en condiciones normales.

Puesto que 1 mol de Zn da lugar a 1 mol de hidrógeno, el factor de conversión de moles de Zn a moles de H2 es de 1mol de H2 / 1 mol de Zn y, por tanto,

moles de Zn = g de Zn / P.atómico Zn = 500 g /65.38 g /mol = 7.65 mol de Zn

1 mol de H2 = 22.4 litros en condiciones normales

entonces tenemos que:

7.65 moles de Zn x 22,4 l (c.n.)H2 / 1 mol de Zn = 171,36 litros de Hidrógeno en c.n.

El problema puede resolverse también mediante una Regla de 3 simple, ya que:

65,38 g de Zn = 22.4 l de H2

500 g de Zn = X

X = 500g de Zn x 22. 4 l de H2 / 65.38 g de Zn = 171,31 litros de H2

Si el volumen del gas considerado no se mide en las condiciones normales de temperatura y presión, se calcula el volumen molar en las nuevas condiciones y se procede como en el ejmplo anterior. Este nuevo volumen moklar puede calcularse mediante corrección simultánea de las condiciones de presión y temperaturao, mejor, utilizando la ecuación general de los gases. El siguiente ejemplo muestra la forma de operar en estos casos.

3. Hallar el volumen de cloro medido a 20ºC y presión de 746 mm Hg que podremos obtener al reaccionar 50 g de permanganato de potasio KMnO4 con un exceso de ácido clorhídrico concentrado. La ecuación correspondiente a la reacción que tiene lugar es:

2 KMnO4 + 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O

Pasos a seguir:

a) Calcular los moles de permanganato de potasio KMnO4

moles KMnO4 = gramos de KMnO4 / Peso molecular KMnO4

moles KMnO4 = 50 g /158.06 g/mol de KMnO4 = 0.32 moles de KMnO4

b) Transformar moles de permanganato en moles de cloro, planteamos la siguiente Regla de 3 simple:

2 moles de KMnO4 = 5 moles de Cl2

0.32 moles de KMnO4 = X

X = 0.32 moles de KMnO4 x 5 moles de Cl2 / 2 moles de KMnO4 = 0.80 moles de Cl2

c) Transformar las unidades de presión y temperatura dadas

20ºC = 293 ºK y 746 mm Hg = 0.98 atm

d) Se aplica la ecuación general de los gases P V = n R T y se despena el volumen

V = n R T / P

V = 0.80 moles x 0.082 l.atm/ºK.mol x 293 ºK / 0.98 atm = 19.61 litros de cloro en las condiciones dadas


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Relaciones volumétricas deducidas de las ecuaciones químicas. Análisis de mezclas gaseosas.

En las reacciones entre gases, los coeficientes de los cuerpos reaccionantes en la ecuación correspondiente representan, no sólo el número de moles sino el número de volúmenes molares de dichas sustancias gaseosas. Por este motivo, la relación entre los volúmenes de los cuerpos gaseosos reaccionantes, medidos a las mismas condiciones de presión y temperatura, es igual a la relación de los coeficientes respectivos. Puesto que estos coeficientes son números enteros sencillos se comprende que las relaciones entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción sean relaciones de números enteros sencillos (Ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación).

4. Calcular el volumen de oxígeno necesario para quemar 12 litros de hidrógeno. Los volúmenes de ambos gases están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. La ecuación correspondiente a la reacción es:

2 H2 + O2 = 2 H2O

1 mol de hidrógeno = 1 volumen molar de hidrógeno = 1 volumen cualquiera de hidrógeno

1 mol de oxígeno = 1 volumen molar de oxígeno = 1 volumen cualquiera de oxígeno

El problema puede resolverse mediante una Regla de 3 sencilla

2 volúmenes de H2 ------------------ 1 volumen de O2

12 litros de H2 ------------------ X

(tomamos los volúmenes de los gases en litros)

X = 12 litros de H2 X 1 litro de O2 / 2 litros de H2

X = 6 litros de O2

LEYES PONDERALES

Las leyes ponderales son aquellas que rigen las transformaciones químicas y el comportamiento de la materia en cuanto a las masas de las sustancias que intervienen en una reacción -ponderal significa relativo a la masa-. Estas leyes son:

1) Ley de conservación de la masa: Anoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo, y que el producto (polvo + estaño sobrante) pesaba más que la cantidad inicial del metal. Este resultado lo motivó a efectuar el mismo procedimiento con otros metales, pero calentándolos en vasos de vidrio que contenían aire por dentro. Lavoisier encontró en todos los casos , que la masa final obtenida (metal en exceso + polvo) era igual a la masa original (metal + oxígeno del aire dentro del vaso.

Lavoisier concluyó hacia 1783 que "la materia no se crea ni se destruye sino que sufre cambios de una forma a otra"; es decir que, "en las reacciones químicas la cantidad de materia que interviene permanece constante". Estaa conclusión de Lavoisier es la Ley de Conservación de la Masa.

En las reacciones químicas de laboratorio, se puede constatar que la masa de los productos es igual a la de los reaccionantes; este comportamiento está plenamente explicado en uno de los postulados de Dalton, que identifica las reacciones químicas como una redistribución de átomos.

La ley de conservación de la masa fue enunciada por Lavoisier aunque era utilizada como hipótesis de trabajo por químicos anteriores, commo J. Rey. El equivalente a ésta ley es la Ley de la Conservación de la Energía, que dice: "la energía de la Naturaleza no se crea ni se destruye, sólo se transforma".

De acuerdo con la física moderna si existe variación en la cantidad de masa durante las transformaciones químicas, puesto que cierta cantidad de materia se transforma en energía, sólo que ésta es ínfima, despreciable.

Según Einstein teniendo en cuenta que tanto la materia como la energía tienen masa, la ley de conservación de la masa puede expresarse así: "el total de masa y energía es igual antes y después de un proceso químico cualquiera".

P. ej.: Si se somete al calor una mezcla de 7 g de hierro y 4 de azufre, se obtienen 16 g de sulfuro ferroso. Si la ecuación está equilibrada (balanceada), la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, cumpliéndose así la Ley de Lavoisier

Fe + S --> FeS

56g + 32 g --> 88 g (de acuerdo a sus masas atómicas)

7 g + 4 g --> 11 g ( de acuerdo a sus masas reales)

2) Ley de las proporciones definidas o constantes: El enunciado de esta ley fue hecho por Louis Proust y definida por Dalton debido a su relación íntima con la teoría atómica. Esta ley enuncia que: "en las combinaciones de los elementos, las masas que de ellos intervienen son fijas para cada una y no se modifican por el exceso de una de ellas ni por la presencia de alguna sustancia extraña". También puede expresarse así: "en la formación de un compuesto la cantidad de un elemento que se combina con una masa definida de otro es siempre la misma" . Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto, su composición será siempre la misma.

Paraa ejemplificar esta ley, tomemos: Al calentar mercurio en presencia de oxígeno se forma un povlo rojizo, el óxido mercurico. Supongamos que se utilizan 92.6 gramos de mercurio; para que toda ésta cantidad se transforme se necesitan 7.4 gramos de oxígeno. O dicho en otras palabras 7.4 g de O2 reaccionan con 92.6 g de Hg y lo único que queda es HgO, por la ley de conservación de la masa quedaría

Mercurio + Oxígeno --> Óxido mercúrico

92.6 g + 7.4 g --> 100 g

Por lo tanto, para que se conserve la masa en la reacción deben producirse 100 g de óxido mercúrico. Por cada 100 g de producto que contiene la siguiente composición centesimal: 92.6% de mercurio y 7.4% de oxígeno.

Sin importar la cantidad que se utilice ni cuánto se calienta, siempre que el mercurio se combien con el oxígeno, reacciona para producir óxido mercúrico.

Otra forma de preseentar este resultado es realizando la siguiente operación matemática:

92.6 g de mercurio x 1 g de oxígeno/7.4 g de oxígeno = 12.5 g de mercurio

lo que quiere decir que para cada 1 g de oxígeno se necesitan 12.5 g de mercurio.

La Ley de las Proporciones Definidas fue establecida en 1801 por el químico francés L.J. Proust, aunque inicialmente fue criticada por C. L. Berthollet.

3) Ley de las proporciones múltiples: Esta ley fue enunciada por Dalton y se refiere a las relaciones que existen entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, que se obtienen variando las condiciones de la reacción. La ley dice: "cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción, para formar compuestos diferentes, la masa de uno de los elementos que se combinan con la misma masa de otro, están en relación de números enteros pequeños".

Por ejemplo, el carbono puede reaccionar con el oxígeno para formar 2 compuestos: el monóxido de carbono y el dióxido de carbono:

CO (monóxido de carbono), está en relación 1:1 (12 g de C y 16 g de O)

CO2 (dióxido de carbono), está en relación 1:2 (12 g de C y 32 g de O)

Vemos que la masa de carbono permanece constante, pero varía la del oxígeno, estableciéndose relaciones pequeñas 1:1 y 1:2. Otro ejemplo es el caso del nitrógeno que puede formar con el oxígeno diferentes compuestos:

N2O relación 2:1 (28 g de nitrógeno y 16 g de oxígeno)

N2O3 relación 2:3 (28 g de nitrógeno y 48 g de oxígeno)

N2O5 relación 2:5 (28 g de nitrógeno y 80 g de oxígeno)

Vemos que la cantidad de nitrógeno permanece constante (28 g) y varía la cantidad de oxígeno, estableciéndose relaciones sencillas 2:1, 2:3 y 2:5

La Ley de las Proporciones Múltiples fue enunciada en 1803 por John Dalton (17766 - 1844) y fue confirmada experimentalmente por el químico sueco Jans Jacob Berzelius (1779 - 1848)

BERZELIUS, JÖNS JACOB

Biografía de Berzelius, Jöns Jacob

Suecia, Europa
Químico sueco.

Biografía:
(Väfversunda, Suecia, 1779-Estocolmo, 1848) Químico sueco. Estudió medicina en la Universidad de Uppsala y fue profesor de medicina, farmacia y botánica en el Karoline Institute de Estocolmo.

En un período de diez años estudió alrededor de 2 000 compuestos químicos. Tomando el oxígeno como base de referencia determinó el peso atómico de los demás elementos; los resultados fueron publicados en 1818 en una tabla de pesos atómicos de 42 elementos.

Paralelamente, sus experimentos sobre la electrólisis le condujeron a proponer la teoría de que los compuestos están constituidos por una parte eléctricamente positiva y otra negativa, siendo ello aplicable tanto para compuestos inorgánicos como orgánicos. Introdujo la notación química actual y los conceptos de isomería, halógeno, acción catalítica y radical orgánico.

Descubridor de los elementos cerio (1803), selenio (1817) y torio (1828), también consiguió aislar el silicio (1823), el circonio (1824) y el titanio (1825).

ESTEQUIOMETRÍA

LA ESTEQUIOMETRÍA:

El origen de la palabra Estequiometría proviene del griego stoicheion, que significa "elemento" y metro, que significa "medida". En términos químicos, la estequiometría se refiere a los cálculos que se hacen sobre las bases de las relaciones ponderales de las sustancias que participan en una reacción y que se expresan en una ecuación química, lo cual involucra a la vez cálculos con fórmulas. Los cálculos estequiométricos requieren el manejo adecuado de la masa molar (peso molecular) de las sustancias que participan en una reacción, el ajuste de las ecuaciones químicas, así como la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas.

La estequiometría se aplica en los procesos industriales para conocer la masa de las sustancias involucradas y el rendimiento de una reacción en particular, y hacer así las inversiones económicas necesarias. Por otra parte, nos permite conocer kla cantidad de contaminantes que se pueden acumular o formar en un determinado lugar, si se mantiene cierto flujo de materiales en tales ambientes. Los cálculos estequiométricos permiten hacer predicciones acerca de los reaccionantes y productos que participan en una reacción química en relación con las masas involucradas.

Lo primero que se debe hacer para realizar un cálculo estequiométrico es balancear la ecuación química de interés; sin el balanceo, cualquier cálculo basado en la ecuación carece de sentido. Asimismo, las fórmulas de las diversas sustancias participantes en la reacción deben estar correctamente expresadas. La interpretación cuantitativa que se realice sobre las sustancias reaccionantes y los productos generados tienen implícito el manejo adecuado de las leyes que rigen el cambio químico. Por tal razón, la estequiometría es un conocimiento fundamental que debe manejar cualquier persona que desee comprender los principios básicos y prácticos que rigen la transformación de la materia.

HACIENDO CÁLCULOS CON REACCIONES

PROBLEMA:

En un tubo de ensayo se colocan 3 gramos de cloruro de potasio y se le añade una pequeñísima cantidad de dióxido de manganeso que actuará como catalizador. Se calienta suavemente con un mechero hasta que comience la reacción por burbujeo; se continúa calentando suavemente hasta que ya no veas más burbujeos. Como podrás observar quedará un sólido en el tubo de ensayo y se desprendíaa un gas durante el calentamiento. Calcula por diferencia la masa del producto sólido obtenido en el tubo de ensayo.

ANÁLISIS E INTERPRETACIÓN:

a) Representa la ecuación completa y balanceada de esta reacción, en la que participan las siguientes sustancias:

Clorato de potasio----------------> Cloruro de potasio + oxígeno

2KClO3 ----------------> 2KCl + 3O2

b) Determina el peso molecular (masa molar) del clorato de potasio, cloruro de potasio y oxígeno molecular presente en la reacción química

Peso molecular de clorato de potasio:

PM de KClO3 = 2(Pat K + Pat Cl + 3xPat O) g/mol

PM de KClO3 = 2(39,09 + 35.45 + 3 x 16,00) g/mol

PM de KClO3 = 2(39,09 + 35.45 + 48,00) g/mol

PM de KClO3 = 245.08 g/mol

Peso molecular de cloruro de potasio

PM de KCl = 2(Pat K + Pat Cl) g/mol

PM de KCl = 2(39.09 + 35.45) g/mol

PM de KCl = 149.08 g/mol

Peso molecular de oxígeno molecular

PM de O2 = 3(2 x Pat O) g/mol

PM de O2 = 3(2 x 16) g/mol

PM de O2 = 96 g/mol

c) Convierte la masa (3 gramos) de clorato de potasio reaccionante en moles

moles = gramos / peso molecular

moles = 3 g/245.08 g/mol (se eliminan los g y queda en mol)

moles = 0.01 mol

d) Calcula los moles de cloruro de potasio que se deberían formar a partir de loa masa de clorato de potasio reaccionante, para lo cual se plantea una regla de 3 simple (de acuerdo a la ecuación química balanceada)

2 mol de clorato de potasio---------------------------- 2 mol de cloruro de potasio

0.01 mol de clorato de potasio ------------------------ X

x = 0.01mol de clorato de potasio x 2 mol de cloruro de potasio / 2 mol de clorato de potasio

(eliminando mol de clorato de potasio queda en mol de cloruro de potasio)

x = 0.01 mol de cloruro de potasio

e) Convierte los moles de cloruro de potasio en gramos

mol = gramos / peso molecular

gramos de cloruro de potasio = mol x peso molecular

gramos de cloruro de potasio = 0.01 mol x 149.08 g/mol (eliminando mol queda en g)

gramos de cloruro de potasio= 1.49 g

f) Calcula los moles de oxígeno que producirían los 3 g de clorato de potasio descompuesto (para lo cual se planteará una regla de 3 simple a partir de la ecuación química balanceada)

2 mol de clorato de potasio----------------- 3 mol de oxígeno molecular

0.01 mol de clorato de potasio-------------- x

x = 0.01 mol de clorato de potasio x 3 mol de oxígeno molecular / 2 mol de clorato de potasio

(eliminando mol de clorato de potasio queda en molo de oxígeno molecular)

x = 0.02 mol de oxígeno molecular

g) Calcula el volumen en litros del oxígeno producido

22,4 litros de un gas = 1 mol del gas (se plantea una regla de 3 simple con esta igualdad)

22,4 l -------------- 1 mol de Oxígeno molecular

x -------------- 0.02 mol de oxígeno molecular

x = 0.02 mol de oxígeno molecular x 22,4 l / 1 mol de oxígeno molecular

(eliminando mol de oxígeno molecular queda el litro)

x = 0.45 l de oxígeno

h) Calcula la masa en gramos del oxígeno producido

moles = gramos / peso molecular

gramos = mol x peso molecular

gramos = 0.02 mol x 96 g/mol (eliminando mol queda en gramos)

gramos = 1.92 g de oxígeno

i) Haz un resumen para mostrar los resultados de los cálculos

Clorato de potasio

masa = 3 g

peso molecular = 245.08 g/mol

moles = 0.01 mol

Cloruro de potasio

masa = 1.49 g

peso molecular = 149.08 g/mol

moles = 0.01

Oxígeno molecular

masa = 1.92 g

peso molecular = 96 g/ mol

volumen molar = o.45 l

moles = 0.02 mol

BALANCEO Y AJUSTE DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

BALANCEO POR TANTEO DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Según la Teoría Atómica y la Ley de Conservación de la masa, los átomos no se crean ni se destruyen durante cualquier reacción química, simplemente se reacomodan. La acción de esta ley se refleja en las ecuaciones balanceadas o ajustadas

El balanceo, igualación o ajuste de una ecuación química consiste en igualar el número de átomos de los reaccionantes con el número de átomos de las sustancias producidas. Para esto se utilizan números que se colocan como coeficientes al lado izquierdo del símbolo o fórmula química de las sustancias y se denominan coeficientes estequiométricos. El ajuste de una ecuación química se puede hacer por tanteo, es decir, colocando números de manera tentativa hasta conseguir los adecuados. Aunque el proceso es un poco al azar, hay ciertas reglas que ayudan a minimizar el desatino y conseguir un ajuste efectivo. Estas reglas se pueden clasificar así:

a) Lo que se debe hacer

1. Escribir la ecuación con los nombres de las sustancias participantes

2. Sustituir los nombres de las sustancias por sus fórmulas o símbolos.

3. Revisar que la ecuación esté completa y escrita correctamente.

4. Verificar si la ecuación se encuentra ya balanceada

5. Balancear primero los elementos metálicos y luego los no metálicos

6. Balancear los iones (si se da el caso)

7. Balancear de último los átomos de hidrógeno y oxígeno presentes en la ecuación

8. Usar los número enteros lo más pequeños posibles para balancear

9. Escribir el número comon coeficiente de la fórmula pertinente; cuando el coeficientes es uno (1) no se escribe, se sobreentiende

10. Contar el número de átomos multiplicando el coeficiente por los respectivos subíndices de la fórmula y sumando todos los átomos de un elemento que estén de un mismo lado de la ecuación

11. Verificar el balanceo final y reajustar, si es necesario

b) Lo que no se debe hacer

1. Introducir símboloss o fórmulas de sustancias no participantes

2. Alterar la posición de los reactaantes a productos o viceversa

3. Alterar los subíndices de las fórmulas químicas

4. Colocar el coeficiente estequiométrico en el medio de la fórmula química, es decir, no se deben fraccionar las fórmulas químicas

Información cuantitativa de una ecuación química

Una ecuación química balanceada presenta la siguiente información

1. El coeficiente estequiométrico representa la cantidad de sustancia en moles de reactivos y productos

2. La masa de las sustancias en gramos se pueden conocer estableciendo las conversiones pertinentes a través de sus masas molares (peso molecular)

3. El volumen de los gases participantes de la reacción se pueden conocer a partir de las relaciones estequiométricas dadas en moles y volumen molar de 22,4 litros

En general, una ecuación química permite hacer predicciones sobre cantidades de reactantes y productos, tomando como base las relaciones estequiométricas entre ellos. Esto permite predecir:

a) La cantidad de sustancia que se puede formar a partir de cierta cantidad de reactantes

b) La cantidad de sustancia que se necesita para formar cierta cantidad de producto

c) Las cantidades de reactantes que se pueden combinar

d) Las cantidades de sustancias que pueden sobrar en una reacción

Así se hace el Balanceo de una ecuación

En la descomposición del clorato de potasio se produce cloruro de potasio y oxígeno. Representa y balancea la ecuación correspondiente. En este ejercicio se debe hacer lo siguiente:

1. Ecuación con el nombre de las sustancias

clorato de potasio --> cloruro de potasio + oxígeno

2. Ecuación con fórmulas químicas

KClO3 (s) ----------> KCl(s) + O2 (g)

3. La ecuación tiene escrita de forma correcta las sustancias participantes

4. La ecuación no está balanceada: Hay 3 átomos de oxígeno del lado izquierdo y dos al lado derecho, aunque el K y el Cl están ajustados

5. Se trata de balancear la ecuación igualando el oxígeno a ambos lados de ella:

2 KClO3 (s) -------------- > KCl(s) + 3 O2 (g)

Aunque solucionamos el problema para el oxígeno, descuadramos los átomos de K y Cl, por lo que hay que tratar de balancearlos con otro coeficiente:

2 KClO3 (s) ---------------> 2 KCl(s) + 3 O2 (g)

6. Se cuenta el número de átomos a ambos lados de la ecuación:

2 átomos de K = 2 átomos de K

2 átomos de Cl = 2 átomos de Cl

6 átomos de O = 6 átomos de O

7. La ecuación está toda balanceada

LA ECUACIÓN QUÍMICA

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es la transformación de una sustancia en otras. A las sustancias que reaccionan se les denominan Reactantes. A las nuevas sustancias se les denomina Productos.

En la siguiente ecuación química, por ejemplo:
CaO + H2O ------------------>Ca(OH)2

Los reactantes son el óxido de calcio (CaO) y el agua (H20). De esta reacción sale un solo producto, el hidróxido de calcio Ca(OH)2.


¿Qué es una ecuación química?
Las reacciones químicas se representan mediante una ecuación química. En otras palabras, una ecuación química es la forma como se simboliza una reacción química. Las sustancias que reaccionan se escriben primero, seguidas de una flecha y luego, se escriben los productos.

C + O2 -------------------> CO2
Reactantes Productos


NaOH + HCl ----------> NaCl + H2O

Reactantes Productos


Características de una ecuación química:

1. La ecuación química debe indicar el estado físico de los reactivos y de los productos.

Para ello se emplean los siguientes símbolos:
(g) representa el estado gaseoso
(s) representa el estado sólido
(l) representa el estado líquido
(ac) representa una disolución acuosa

Usualmente estas símbolos se omiten y sólo se usan cuando es estrictamente necesario.

2. En la ecuación química se deben identificar los catalizadores. Los catalizadores son aquellas sustancias que permiten acelerar una reacción química. Los catalizadores se deben escribir sobre la flecha que separa los reactivos de los productos.

3. En toda reacción química se presenta absorción o desprendimiento de energía. Una reacción que desprende energía se conoce como exotérmica. Cuando la reacción absorbe energía se le denomina endotérmica.

Las reacciones se clasifican en:


Síntesis
Análisis o descomposición
Desplazamiento o sustitución
Intercambio o doble desplazamiento
Reacciones de neutralización


Reacción de Síntesis

Son aquellas en las cuales dos o más sustancias se unen para formar un solo producto
A+B -------->AB

4Al + 3O2-----------> 2Al2O3

Reacción de Descomposición o análisis

Son aquellas en las cuales, a partir de una sola sustancia, se obtienen varios productos.
En estas reacciones, generalmente, se necesita la acción del calor.

AB (calor)-------------> A+B

2KClO3 ---------------> 2KCl + 3O2

Reacción de Desplazamiento o sustitución

En esta reacción un átomo sustituye a otro en la molécula. Por ejemplo, un metal reemplaza a otro menos activo
AB + C-------------> CB + A

Mg + CuSO4---------->MgSO4 + Cu


Reacción de Intercambio o doble desplazamiento

En las reacciones de doble desplazamiento presenta un intercambio de átomos entre las sustancias que reaccionan

AB + CD -------------> AC + BD

AgNO3 + HCl -------------> AgCl + HNO3


Reacciones de neutralización

Son aquellas en las que un ácido reacciona con una base para formar una sal y agua

NaOH +HCl ---------------> NaCl + H2O



PROBLEMAS PARA RESOLVER:

¿Qué clase de reacción se presenta en cada caso? Explica tu respuesta:

BeO + SO3 --------> BeSO4

Cl2 + 2 NaBr --------> 2NaCl + Br2

BeCO3 + 2HCl --------> BeCl2 + H2O + CO2

Mg(NO3)2 + KOH --------> Mg(OH)2 + KNO3

CaO + H2O --------> Ca(OH)2