este es el modulo d ela nivelaciom

1. MODULO QUIMICA
TERCER PERIODO
Estudiantes: Laura Catalina Beltrán Díaz
Natalia Rodríguez Melo
Institución Educativa Exalumnas de la presentación
Química
Decimo
Ibagué – Tolima
2016

2. TABLA DE CONTENIDO
INTRODUCCION
OBJETIVOS
1. BALANCEO
1.1. Balanceo por Oxido reducción
1.2. Ejercicios
2. ESTEQUIOMETRIA
2.1 Explicacion
2.1.1 Ejercicios
2.2Reactivo limite
2.2.1 Ejemplos
3. Rendimiento
3.1 Ejemplos
4. Rendimiento con reactivos limitantes
4.1 ejemplos
5.Ejercicios estequiometria

3. 6. factor molar

4. INTRODUCCION
Atraes de la química ( ciencia empírica. Ya que estudia las cosas, por medio del método
científico. O sea, por medio de la observación, la cuantificación y por sobre todo, la
experimentación. En su sentido más amplio, la química, estudia las diversas sustancias
que existen en nuestro planeta. Asimismo, las reacciones, que las transforman, en otras
sustancias) podemos ayudar a nuestra mente a ponerse nuevos retos y dar más de si
mista, ya que esta ciencia nos ofrece que nuestras capacidades puedan avanzar atraves
de diferentes ejercicios .La estequiometria y el balanceo nos permiten poner en practica
distintos conocimientos que hemos creado atraves de otras áreas como son la física y
también las matemáticas ya que para hacer este tipo de ejercicios debemos tener muy
claro cómo hacer distintos procesos .Además se debe tener en cuenta un aprendizaje
total de números de oxidación y también total concentración y entrega a la hora de
realizarlos.

5. OBJETIVOS
1. Dar conceptos claros de los temas que se desea sean aprendidos y puestos en
práctica de una manera excelente
2. Realizar ejercicios de cada uno de los temas para así dar claridad de estos y además
poner en práctica los conceptos ya antes vistos

6. BALANCEO
Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o
moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de
conservación de la masa.
Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son
números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la
cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben
confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya
que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los
coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los
subíndices, se originan sustancias diferentes.
SE DEBE TENER EN CUENTA A LA HORA DE BALANCEAR:
• Conocer las sustancias reaccionantes y productos.
• Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.
• Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.

7. • El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente
forman agua (sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se
realiza en solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.
EJEMPLO
2 H2SO4
Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)
En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos
de oxígeno.
METODOS DE BALANCEO
1) Ensayo y Error o Tanteo.
2) Mínimo Común Múltiplo.
3) Coeficientes Indeterminados o Algebraico.
• Algunos elementos cambian su valencia:
4) REDOX
5) Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.

8. BALANCEO POR EL METODO DE
OXIDO REDUCCION
Describiremos el método de balanceo de una ecuación química por el método Redox.
Recordemos que el balanceo de una ecuación química no es más que hacer cumplir que
el número de de átomos en un lado de la ecuación sea igual al número de átomos del
otro lado.
EXPLICACION ATRAVES DE UN EJEMPLO
Balancear la siguiente reacción química:
Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos:
1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos
los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento,
su correspondiente valor

9. 2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué
elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente
forma:
3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0.
Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo,
al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe
multiplicarse por 2.
4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de
-2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho
de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como
molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de
electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de
oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero
cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un
coeficiente 4 al agua:

10. 8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más
pequeños:
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes
definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.
Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el
lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua
actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como
agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.
Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones
transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual
al número de electrones ganados en la reducción.
e-
transferidos = e-
perdidos en oxidación = e-
ganados en reducción
e-
transferidos = 4e-
= 4e-
Ejemplo 2
Balancear la siguiente reacción química:
Nuevamente, podemos aplicar seguir los siguientes pasos:

11. 1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos
los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento,
su correspondiente valor
2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué
elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente
forma:
3. El estaño se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +4 a +3
ganando un electrón.
4. Observe que el nitrógeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación
de -3 a 0. Esto quiere decir que el nitrógeno pierde tres electrones. Del lado
derecho de la ecuación aparece el nitrógeno en su estado fundamental (N2)
como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de
electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de
oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero
cruzados. El 6 será el coeficiente del cloruro de estaño (III) y el 1 el coeficiente
del nitrógeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo:

12. 8. Esta ecuación ya no se puede simplificar.
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes
definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce: SnCl4
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida: NH3
Electrones transferidos:
e-
transferidos = e-
perdidos en oxidación = e-
ganados en reducción
e-
transferidos = 6e-
= 6e-
ESTEQUIOMETRIA
La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas
tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la
atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una
mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en
combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría .
Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la leyde la
conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante
una reacción química.

13. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la
reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente
consisten en una reordenación de los átomos.
Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada
elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada
Pasos que son necesarios para escribir
una reacción ajustada:
1.Se determina cuáles son los reactivos y los productos.
2.Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los
productos.
3. Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de
cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números
enteros.

14. REACTIVO LIMITE
El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determinada, da a
conocer o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración
específica o limitante.
Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometria se emplea para saber
los moles de un producto obtenido a partir de un número conocido de moles de un
reactivo. La relación de moles entre el reactivo y producto se obtiene de la ecuación
balanceada.
Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran
en cantidades estequiometricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica
su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente,
mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume
en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la
cantidad total del producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se
detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.
La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se
denomina rendimiento teórico de la reacción.

15. El concepto de reactivo limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo,
el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción,
aprovechándose así al máximo.
EJEMPLO
Sólo es recomendable en el caso de que el rendimiento de la reacción sea del 100%. En
otro caso es conceptualmente más correcto usar el Método 1.
Este método consiste en el cálculo de la cantidad esperada de producto en función de
cada reactivo.
Se permite que reaccionen 3g de dióxido de silicio y 4,5g de carbono a altas
temperaturas, para dar lugar a la formación de carburo de silicio según la ecuación:
Para encontrar el reactivo limitante debemos comparar la cantidad de
producto que se obtiene con la cantidad dada de reactivo por separado. El
reactivo que produzca la menor cantidad de producto es el reactivo limitante.
El reactivo limitante es, en este caso, el dióxido de silicio.

16. Rendimiento
Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se
consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.
La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica
máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.
Rendimiento teórico
La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante
se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento
teórico.
A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente
rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá
la siguiente desigualdad
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico
Razones de este hecho:
 es posible que no todos los productos reaccionen

17.  es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto
deseado
 la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible
Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el
rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de
rendimiento y se define así:
Ejemplo:
La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción,
produce 8,2 g de S. ¿Cual es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).
En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.
1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que
puede obtenerse a partir de 6,8 g de H2S.

18. (6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g
2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se
multiplica por 100.
(8,2/9,6) x 100 = 85,4%
Rendimiento con Reactivos
Limitantes
Ejemplo:
La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g
de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)
En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles
de SbCl3.

19. 1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:
Peso Molecular del Sb4: 487,2
número de moles de Sb4 = 3/487,2 = 0,006156
Peso Molecular del Cl2: 70,9
número de moles de Cl2 = 2/70,9 = 0,0282
2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La
relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:
0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6
de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282
moles de Cl2.
3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de
SbCl3 que puede obtenerse con 2,00 g de Cl2 (el reactivo limitante).
4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y
multiplicar por 100.

20. (3,65/4,29) x 100 = 85,08%
EJERCICIOS DE
ESTEQUIOMETRIA
1. ¿Qué cantidad de Clorato de potasio , en moles, se requieren para producir 6 moles
de Oxigeno?
n Buscada: KClO3
n Conocida: O2
n: 6 moles O2

21. 2.¿Cuantos moles de Cloro molecular se necesitan para producir 1,74 moles de
Dicloruro de Diazufre?
n Buscada: Cl2
n Conocida: S2Cl2
n: 1,74 moles S2Cl2

22. 3. ¿Cuantos moles de tricloruro de fosforo se necesitan para producir 0.52 moles de
ácido clorhídrico?
n Buscada: PCl3
n Conocida: HCl
n: 052 moles Hcl
4. ¿Cuantos moles de Cloro molecular se necesitan para hacer reaccionar 4 moles de
Dicloruro de hierro?
n Buscada: Cl2
n Conocida: FeCl2

23. n: 4 moles FeCl2
5. ¿Cuantos moles de Oxígeno molecular se necesitan para producir 7 moles de Óxido
de Magnecio?
n Buscada: O2
n Conocida: MgO
n: 7 moles MgO

24. Metodo Factor Molar
1. Cuando se quema una muestra de gasolina que contiene 38,5 moles de octano
(C8H18) ¿Cuántos moles de gas carbonico se producen?

25. Se producen 308 moles de Co2 cuando se queman 38,5 moles de C8h18
2. A partir de la ecuación anterior ¿Cuántos moles de agua se forman por la quema de
38.5 moles de octano?
Se forman 346,5 moles de H2O cuando se queman 38,5 moles de C8H18.
3. Calcula el número de moles de sulfuro plumboso (PbS) que se necesitan para hacer
reaccionar 4,3 moles de oxígeno molecular
Se necesitan 2,86 moles de Sulfuro Plumboso para hacer reaccionar 4,3 moles
de Oxígeno Molecular