Guía práctica de Química General No. 9

QUÍMICA GENERAL - DECIMO
Docente:
Q.F.
Edisson Dávila
Guía práctica de Química General
No. 9
Grado DECIMO
Mario
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LAS REACCIONES QUÍMICA (I)
(Generalidades de las reacciones)
Una reacción química (también conocida como “cambio químico” ó “fenómeno químico”),
es todo proceso en el cual, una o más sustancias (llamadas REACTIVOS ó REACTANTES)
se trasforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias
diferentes llamadas PRODUCTOS.
Un ejemplo de reacción química es la formación de azúcar en las plantas (Fotosíntesis) a
partir de Dióxido de Carbono y agua. Cuando se escribe el proceso de reacción química de
la formación de azúcar, utilizando los símbolos de los elementos químicos de la tabla
periódica, a la reacción se llama “ecuación química”.


Reacción química: Formación de azúcar - Fotosíntesis
Ecuación química:
Cada ecuación química tiene unos componentes que son necesarios conocer y estos son
los reactivos (Sustancias antes de la Flecha) y los productos (sustancias después de la
flecha. En algunas reacciones se presentan catalizadores y estos van encima de la flecha
(Si es que los hay, ya que no en todas las reacciones hay catalizadores)
Es conveniente, para realizar los cálculos estequiométricos, "nombrar" o identificar los
diferentes componentes, de la siguiente forma: Reactivo 1 (R1), reactivo 2 (R2), etc. y
producto 1 (P1), producto 2 (P2), producto 3 (P3), etc.
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Cálculos estequiométricos
Cualquier calculo matemático, físico o químico que se realice sobre una ecuación química
se le llama Calculo estequiométrico. Hay varios cálculos estequiométricos que se pueden
realizar sobre las ecuaciones químicas, entre los cuales tenemos:
1. Cantidad de producto
2. Reactivo limite
3. % de producción (también conocido como % de rendimiento)
4. % de pureza (que deriva también en "cantidad de gramos puros")
Sin embargo, para realizar cualquier calculo estequiométrico, debemos PRIMERO
asegurarnos que la ecuación química cumple con las Leyes ponderales, en especial con
la primera ley: Ley de conservación de la masa.
En otras palabras, la ecuación debe garantizar que la cantidad de materia que entra a la
reacción como reactivos, debe ser IGUAL a la cantidad de materia que sale en forma de
Productos. Siempre que tengamos una ecuación química, debemos verificar que esta ley
se cumple y si no lo hace, debemos Balancear la ecuación.
Métodos de balanceo de ecuaciones:
En esta guía se tratará el método mas común, mas fácil y más utilizado para balancear
ecuaciones químicas. Los tres métodos mas comunes para balancear son:
 Balanceo de ecuaciones por el método de tanteo
 Balanceo de ecuaciones por el método por REDOX
 Balanceo de ecuaciones por el método de ION Electrón.
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo:
Este método simplemente consta de igualar la ecuación química a ambos lados de la
ecuación siguiendo un Orden estricto. Primero balanceamos los Metales, luego los No
metales, luego el Oxigeno y por último el Hidrogeno.
 Ejemplo 1
BeSO3 + H2O
BeSO4 + H2
Metales: Solo hay uno, el Berilio (Be) y observamos que antes de la flecha hay 1 y
después de la flecha, también hay uno. Ya esta balanceado.
No Metales: Tenemos al azufre (S) y también notamos que hay 1 a ambos lados de la
reacción. Ya esta balanceado.
Oxigeno: Hay 4 antes de la Flecha. Tres de ellos en el R1 (BeSO3) y hay otro en el agua
(H2O). Después de la flecha, ya hay 4 oxígenos, todos en el P1 (BeSO4). Ya esta
balanceado.
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Hidrogeno: Hay 2 en el agua (H2O) antes de la flecha y hay dos como P2 (H2). Ya esta
balanceado.
Solución: La ecuación ya estaba balanceada, no hubo que hacer ajustes y ya esta lista.
 Ejemplo 2:
H2 + O2
H2O
Metales: No hay.
No Metales: No hay.
Oxigeno: Hay 2 oxígenos antes de la flecha en el R2 (O2) y solo hay uno en el único
producto después de la flecha. (H2O). Debemos balancearlo y como me hace falta 1
oxigeno en los productos, pues simplemente coloco un "2" como índice de ese producto.
Si se fijan bien la ecuación va: H2 + O 2
2H2O
.
Hidrogeno: Hay 2 hidrógenos en el R1 (H2) y al otro lado ya tenemos 4 hidrógenos (2H2O)
(Si no sabe porque, vea al final de la guía el ANEXO: "Simbología numérica de las
ecuaciones químicas"). Lo que tenemos que hacer es colocar un "2", como índice en el R1.
De esta forma la ecuación queda con todos los átomos balanceada.
2H2 + O2
2H2O
 Ejemplo 3
H3PO4 + Ca(OH)2
Ca(H2PO4)2 +
H2O
Metales: Solo hay uno, el Calcio (Ca) y observamos que antes de la flecha hay 1 y
después de la flecha, también hay uno. Ya esta balanceado.
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No Metales: Tenemos al Fosforo (P) y hay 1 antes de la flecha, pero hay 2 después de la
flecha -- Ca(H2PO4)2 --. Lo que tenemos que hacer es colocar un 2 en el R1 para igualar
las cantidades.
2H3PO4 + Ca(OH)2
Ca(H2PO4)2 +
H2O
Oxigeno: Hay 10 oxígenos antes de la flecha (8 oxígenos en el R1 2H3PO4 y se suman a
los dos que están en el R2 -- Ca(OH)2 -- ya que todos esos oxígenos están antes de la
flecha.). Después de la flecha , apenas hay 9 oxígenos, 8 de ellos en el P1 Ca(H2PO4)2 y
hay solo uno en el P2 (H2O). Lo que debemos hacer, es colocar un "2" como índice en el
producto 2, y así completaríamos también 10 oxígenos después de la flecha. La reacción
va quedando así:
2H3PO4 + Ca(OH)2
Ca(H2PO4)2 + 2H2O
Hidrogeno: Hay 8 en total antes de la flecha (6 hidrógenos en el R1 -- 2H3PO4 --, mas dos
hidrógenos en el R2 -- Ca(OH)2 --. Después de la flecha tenemos también tenemos 8
hidrógenos
 Ejemplo 4
H3PO4 + (NH4)2O
(NH4)3PO4 + H2O
Metales: No hay.
No Metales: Hay dos No metales, balanceamos el que primero nos encontremos y luego el
otro.
 Tenemos al Fósforo (P) y notamos que hay 1 a ambos lados de la reacción. Ya esta
balanceado.
 También tenemos al Nitrógeno (N) y tenemos 2 de ellos en el R1 --(NH4)2O4--, pero
tenemos tres Nitrógenos en el P1. --(NH4)3PO4-- . La manera más fácil para igualar
un "2" a un "3", es con el mínimo común múltiplo, el cual es 6. Es decir, que a ambos
números se les coloca un numero al frente que, al multiplicarlos, los convierta a 6.
H3PO4 + 3(NH4)2O
2(NH4)3PO4 + H2O
Ahora bien, como colocamos números nuevos, DEBEMOS volver a empezar a balancear
la ecuación, siguiendo el mismo orden establecido, es decir: volvemos a revisar los
metales, los no metales, etc.
Metales: No hay.
No Metales:
 Tenemos al Fósforo (P) y notamos que hay 1 en el R1, pero con la adición de
números, ya tenemos 2 en el P1. Sencillo, colocamos un 2 como índice del P1, para
igualar las cantidades
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2H3PO4 + 3(NH4)2O

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2(NH4)3PO4 + H2O
Nitrógeno: Con la adición de números, ya habíamos logrado tener 6 nitrógenos a
ambos lados de la ecuación.
Oxigeno: Tenemos 11 Oxígenos antes de la flecha así: 8 en el R1 y 3 en el R2. Hay
otro lado tenemos 9 oxígenos así: 8 en el P1 y 1 en el P2. Como nos faltan 3 oxígenos,
pues colocamos un 3 como índice en el P2, ya que nos cuadra fácil y además, no
afectamos a los otros átomos y no tendremos que revisar nuevamente desde el
principio.
2H3PO4 + 3(NH4)2O
2(NH4)3PO4 + 3H2O
Hidrogeno: Hay 30 Hidrógenos antes de la flecha así: tenemos 6 en el R1 y 24 en el
R2. Después de la flecha también tenemos 30 hidrógenos así: 24 en el P1 y 6 en el P2.
Ya esta balanceado y la ecuación también. (Si no entiende las cantidades de
hidrógenos que ya hay en la ecuación, DEBE fijarse en el ANEXO al final de la guía.).
TALLER
Balanceo de ecuaciones
 Balancee por el método de tanteo, las siguientes ecuaciones químicas.
1. H
+
2. KO +
3. HI
+
4. Fe2O3 +
5. NO3 +
6. KS
+
7. KI
+
8. Ba
+
9. CO
+
10. SO2 +
O2
H2O
H2SO4
CO
H2S
O3
Cl2
CO3 + H2O
I2O5
O2 + CaCO3
H2O
KOH + O2
SO2 + I2 + H2O
Fe
+ CO2
NO
+ S + H2O
KO
+ SO
KCl
+ I2
CO
+ Ba(OH) 2
CO2
+ I2
CaSO4 + CO2
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ANEXO
Simbología numérica en las fórmulas y ecuaciones
químicas.
Hay Tres tipos de números que pueden aparecer en una formula química y son:
Índice: Es el numero grande DELANTE de la formula química y afecta (multiplica) a
cada uno de los átomos de la formula molecular.
Subíndice: Es el número pequeño, que se escribe como subíndice y SOLO afecta al
átomo al que está unido.
Estado de Oxidación: Es el número pequeño, que se escribe como superíndice y
SOLO afecta al átomo al que está unido, pero NO afecta cantidades, ni del átomo ni de
la molécula.
Ejemplos de aplicación:
H SO
 Tenemos una molécula de Acido sulfúrico:
2
4. Normalmente NO se
indica el numero "1", ni como índice ni como subíndice.
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 En una molécula
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H2SO4 de Tenemos :
 En cambio si tuviéramos 3 moléculas de acido sulfúrico, varían las cantidades de
los átomos de la molécula, ya que el Índice (el 3), multiplica a cada uno de los
subíndices, para darnos la cantidad de cada átomo así:
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