Modulo aprendizaje

INSTITUCIÓN EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN

MODULO DE QUIMICA NIVELACION 3 PERIODO PAULA ANDREA OVIEDO MELISSA MARTINEZ

MODULO DE APRENDIZAJE

REALIZADO POR:

MELISSA MARTINEZ

PAULA ANDREA OVIEDO

COLEGIO EXALUMNAS DE LA PRESENTACION

GRADO: 10-3

QUIMICA

IBAGUE, 2016



MODULO DE APRENDIZAJE

REALIZADO POR :

MELISSA MARTINEZ Y PAULA ANDREA OVIEDO

DIRIGO A : DIANA FERNANDA JARAMILLO

ESTUDIANTE

COLEGIO EXALUMNAS DE LA PRESENTACION

GRADO : 10-3

QUIMICA

IBAGUE,2016



INTRODUCCIÓN:

EL SIGUIENTE MODULO TIENE COMO OBJETIVO DAR A CONOCER LOS TEMAS VISTOS EN CLASE DURANTE EL TERCER

PERIODO ACADEMICO, ES IMPORTANTE CONOCER MAS A FONDO LOS TEMAS PARA UN MAYOR APRENDIZAJE

En el presente modulo manifestaremos un cambio en la materia, se utiliza una ecuación química que es la forma de representar cómo se altera la naturaleza de los elementos o cómo reacciona

uno al contacto con otros. Si deseamos comprender estas alteraciones, debemos ser capaces de equilibrar o balancear las

ecuaciones químicas.

Conocer su origen y su procedimiento es muy importante a la hora de asegurar que se cumpla la ley de la conservación de la masa,

pero hay más, porque ya conociendo los coeficientes que balancean la ecuación, estos coeficientes te indican las relaciones

molares que se guardan entre las sustancias, así tu puedes calcular las cantidades necesarias de las sustancias que van a reaccionar

con una cierta cantidad de una de las sustancias (que hayas fijado) y cuánto vas a obtener de los productos o al revés, si deseas obtener una cierta cantidad de alguna sustancia, puedes calcular

las cantidades de reactivos que debes utilizar.

OXIDO REDUCCION



Definición Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:

• La sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se llama Reducción.

• la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Este proceso se llama Oxidación.

Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones.



Número de oxidación:

Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.



Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:

Regla Nº 1 : El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero .

Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe



Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l , excepto en el caso de los hidruros que es –1 .

+ 1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).

Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico

número de oxidación del hidrógeno: + 1

número de oxidación del cloro: – 1

HI; ácido yodhídrico


número de oxidación del cloro: – 1

– 1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros)

Ejemplos: NaH; hidruro de sodio

Número de oxidación del hidrógeno: - 1

Número de oxidación del sodio: + 1

LiH; hidruro de litio

número de oxidación del hidrógeno: - 1

número de oxidación del litio: + 1



Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2 , excepto en los peróxido donde es -1 .

Ejemplos: CaO; óxido de calcio

número de oxidación del oxígeno: - 2

número de oxidación del calcio: + 2

H 2 O 2 ; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada

número de oxidación del oxígeno: - 1


Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia .

Ejemplos : Ca (calcio): valencia = 2

número de oxidación: + 2

Li (litio): valencia = 1

número de oxidación: + 1

Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia

Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1



número de oxidación: – 1

I (yodo): valencia = 1

número de oxidación: –1

Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor ( F) es siempre –1 .

Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio

número de oxidación del flúor: – 1

número de oxidación del sodio: + 1

Regla Nº 7: En las moléculas neutras , la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.

Ejemplos: Cu 2 O: óxido cuproso

número de oxidación del cobre: + 1; como hay dos átomos de cobre, se multiplica el número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • + 1= + 2.

número de oxidación del oxígeno: – 2

+ 2 + – 2 = 0

H 2 SO 4 : ácido sulfúrico



número de oxidación del hidrógeno: + 1; hay 2 átomos = 2 · + 1 = + 2

número de oxidación del azufre: + 6; hay 1 átomo = 1 · + 6 = + 6

número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 · – 2 = – 8

+ 2 + + 6 + – 8 = 0

Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión.

Ejemplo: PO 4 –3 : fosfato

número de oxidación del fósforo: + 5; hay 1 átomo = 1 • + 5 = + 5

número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8

La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3.

+ 5 + – 8 = – 3– 3 = – 3



ESTEQUIOMETRIA

http://arsole.blogspot.es/tags/quimica-redox/

Balanceo de ecuaciones químicas Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.

A + B C + D

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Reactivos Productos

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia. Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en

H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos

5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.



Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación H2O + N2O5 NHO3

Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.

H2O + N2O5 2 NHO3

Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)

Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)



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PASOS PARA EL BALANCEO DE LA ECUACIÓN POR EL MÉTODO DE TANTEO: 1) 1.- Observar la ecuación detalladamente 2) 2.- Identificar los elementos “no compuestos” que se encuentren en la ecuación. 3) 3.- Anotar los elementos que se hallaron, ordenados de la siguiente forma:

4.- Anotar el número de átomos que tienen los elementos, multiplicando el coeficiente por el

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subíndice.

5.- Observar en cuales elementos no se tiene la misma cantidad de átomos. 6.- Colocar coeficientes enteros “no decimales”, donde sean necesarios para balancear la ecuación. 7.- Multiplicar a los átomos de cada elemento indicados en su subíndice, por su coeficiente, y anotarlos. 8.- CUANDO NO HAY UN COEFICIENTE ENFRENTE DE LA FORMULA SE TOMA COMO UNO. 9.- En caso de que un elemento que se repita más de 1 vez en los reactivos o productos, sumar los resultados de sus multiplicaciones y anotarlos.

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10.- Si volvemos a observar nos damos cuenta que los átomos no están balanceados. 11.- Debes poner y cambiar coeficientes enteros “no decimales”, donde sean necesarios para balancear la ecuación. 12.- Los coeficientes afectan a todos los elementos de la formula por lo tanto también se multiplican por sus subíndices. 13.- Cuando quede el mismo número de átomos tanto en los reactivos como productos, entonces la ecuación ya quedo balanceada como se muestra a continuación.

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14.- finalmente la ecuación quedo balanceada

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Balanceo de ecuaciones por el método de Redox (Oxido reducción)

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de óxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.) Para balancear una reacción por este método, se deben considerar los siguiente pasos 1) Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación. Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:



-En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos - El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a excepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1 - El Oxigeno casi siempre trabaja con -2 - Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0 2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación 0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3 Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3 3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción 0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3



El Hierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2 4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0

Hierro se oxida en 3 x 1 = 3 Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4

5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa

4Fe + 3O2 2Fe2O3 Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo Otros ejemplos

KClO3 KCl + O2 +1 +5 -2 +1 -1 0

KClO3 KCl + O2 Cl reduce en 6 x 1 = 6 O Oxida en 2 x 1 = 2 2KClO3 2KCl + 6O2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2



0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +2 +5 -2 Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu oxida en 2 x 1 = 2 N reduce en 1 x 1 = 1

Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2 Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2

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