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Quimica Recurso Didactico B5 090913
Quimica Recurso Didactico B5 090913
Quimica Recurso Didactico B5 090913
Tabla de contenido
DE DESCOMPOSICIÓN O ANÁLISIS.............................................................................. 9
DIAGRAMAS ENTÁLPICOS........................................................................................... 39
2
LEY DE HESS O DE LA ADITIVIDAD DE LAS ENTALPÍAS DE REACCIÓN (I) .... 44
3
pabloespinosa.es.tl fyqbeniajan.blogia.com es.fotolia.com
4
envasesromero.com xananatura.blogspot.com lalaguna-adc.blogspot.com
Diferencia una ecuación de una reacción química y determina las informaciones que nos
brinda la ecuación, además establece las clases de reacciones y cita ejemplos del
entorno, finalmente escribe y balancea eficientemente, ecuaciones por el método de
simple inspección.
Diferencia entre una reacción que al producirse libera calor y otra que para producirse
requiere calor.
Desarrolla cálculos estequiométricos utilizando el método de la relación molar como
una alternativa matemática al uso de la regla de tres.
Realiza cálculos sobre variación de entalpía de una reacción química, grafica
correctamente una reacción exotérmica y una endotérmica (con Hr, Hp, Ea), ley de Hess
y entalpías de enlace.
¿Qué procesos químicos crees tú que nos aportan sustancias de provecho para nuestras diarias
actividades?.
¿Qué procesos químicos cotidianos nos permiten aprovechar la energía que generan?.
Las reacciones químicas que se producen en la naturaleza son importantes, porque permiten la
transformación constante de la materia y en otros casos la producción de energía, veamos
algunas:
5
Fotosíntesis: Reacción que se produce en las células vegetales, en presencia de luz, las plantas
transforman el dióxido de carbono que toman del aire y el agua que absorben del suelo, en
glucosa, un carbohidrato rico en energía química. La fotosíntesis puede resumirse en la
siguiente ecuación:
Combustión: Es una reacción química que se produce cuando un combustible se combina con
un comburente, el oxigeno, produciéndose dióxido de carbono, vapor de agua y energía en
forma de luz y calor. Los combustibles son sustancias que contienen energía química
almacenada, la que proviene de las fuerzas que mantienen unidos a los átomos que componen el
combustible.
Adaptación:
http://enaturaleza8.blogspot.com/2009/05/reacciones-quimicas-en-la-vida.html
1.- ¿Por qué es importante para nosotros el proceso de fotosíntesis que realizan las plantas?
6
2.- ¿Por qué será que suelen recomendarnos que no tengamos demasiadas plantas en nuestro
dormitorio?
SIEMPRE………PIENSA
INTRODUCCIÓN
Estos dos ejemplos muestran que ciertas sustancias desaparecen y otras se producen durante
las reacciones químicas.
Ambas reacciones son similares en varios aspectos. En los dos casos, un compuesto que tiene
carbono reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono y agua.
Ya sea dentro del cuerpo, en un motor de automóvil o en un lugar abierto, las sustancias
reaccionan y producen nuevos y diferentes compuestos.
En toda reacción química, no se crean ni se destruyen átomos, sino que se reorganizan para
formar sustancias distintas. En todos los casos, la materia se conserva y no hay cambios en la
masa total.
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en el segundo miembro, por esta razón el signo igual muchas veces se remplaza por una flecha
que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción
inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.
LA REACCIÓN QUÍMICA
Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras nuevas
por redistribución de átomos.
Las sustancias iniciales se llaman reactivos, reaccionantes o reactantes y las que resultan se
llaman productos o resultantes.
LA ECUACIÓN QUÍMICA
REACTIVOS PRODUCTOS
.
quimica1ere.blogspot.com annyvazquez.blogspot.com
8
4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entra debe ser igual al
número de los que salen
5. Si hay un delta ( ) sobre la flecha, nos indica que se suministra calor a la reacción;
2.- ¿Qué condición debe cumplir una ecuación química para ser una cabal representación de un
proceso?.
Existen diversos tipos de reacciones químicas, las podríamos clasificar de la siguiente manera:
DE COMPOSICIÓN O SÍNTESIS
Son aquellas reacciones en donde dos o más sustancias simples se unen para formar un solo
producto más complejo, en términos generales se las representa así:
A+B AB
EL PRODUCTO DE ESTA REACCIÓN Ca(OH)2, ES FÁCILMENTE DETECTABLE CON EL USO DE UNAS GOTAS DE
FENOLFTALEÍNA, UN INDICADOR QUE SE VUELVE FUCSIA ANTE UN HIDRÓXIDO.
DE DESCOMPOSICIÓN O ANÁLISIS
Son las reacciones en las que una sustancia compleja se disocia y da lugar a dos o más
sustancias más simples, se las representa con la fórmula general:
AB A + B
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Ejemplo: 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g)
oocities.org
DE DESPLAZAMIENTO
Cuando al realizarse una reacción, un átomo sustituye a otro en una molécula, su forma
general es:
AB + C AC + B
Son las reacciones que se realizan por intercambio de átomos entre las sustancias que
intervienen, se las representa por medio de la forma general:
AB + CD AC + BD
Trabajo en equipo.- Los estudiantes en sus cuadernos de trabajo, con la guía de su profesor
acudirán a diversos websites o textos de química y buscarán 2 ejemplos de cada uno de los tipos
de ecuaciones estudiadas ahora.
DE NEUTRALIZACIÓN
En este tipo de reacciones, un ácido reacciona con una base para formar una sal y agua.
10
eet8108.blogspot.com parma.com.gt
En estas reacciones se presenta solamente una redistribución de los elementos que constituyen
los compuestos para formar otras sustancias nuevas. No hay intercambio de electrones.
En estas reacciones hay cambios en los valores de los números de oxidación de algunos
átomos en los reactivos con respecto a los productos.
Estos cambios de valor, se producen porque unos átomos pierden electrones (se oxidan)
mientras que otros los toman (se reducen).
Toda reacción química lleva asociada una variación observable de energía que puede
manifestarse en forma luminosa, eléctrica, mecánica o calorífica, siendo esta última la más
frecuente. Para estudiar un proceso químico desde un punto de vista energético, se suele
considerar separadamente el conjunto de sustancias en transformación, denominado
genéricamente sistema, del resto, que recibe el nombre de medio o entorno. De acuerdo con lo
anterior, las reacciones químicas implican una transferencia de energía que en unas ocasiones se
lleva a cabo del sistema al medio y en otras en sentido inverso.
radioelmercurio.com.ec feriasdelmotor.com
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REACCIÓN EXOTÉRMICA
En términos más simples podemos decir que una reacción es exotérmica cuando al producirse,
libera calor al entorno.
REACCIÓN ENDOTÉRMICA
Cuando por el contrario, el proceso químico implica la absorción de una cierta cantidad de
calor del medio por parte del sistema.
Dicho de otra manera, reacción endotérmica es aquella que necesita el suministro de calor
para llevarse a cabo.
Balancear una ecuación no es otra cosa que un procedimiento de ensayo y error, que se
fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el número de
cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en
productos
Hay varios métodos para balancear ecuaciones pero en este curso, veremos únicamente el
método del tanteo o simple inspección.
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MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN
Ejemplo: N2 + H2 → NH3
Como podemos ver, en esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto
se debe colocar el coeficiente 2 al NH3, de esta forma ahora tenemos dos átomos de nitrógeno
en cada miembro de la ecuación:
Cuando escribimos el coeficiente 2 junto al NH3, vemos que tenemos en el producto seis átomos
de hidrógeno (2 x 3); para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante:
wn.com
- Ecuación verbal:
- Balanceo:
b.- Debemos tener claro que en toda ecuación química se inicia el proceso de balanceo con los
metales, luego seguimos con los no metales, en tercer lugar balanceamos hidrógeno y
finalmente oxígeno.
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c.- Entonces iniciamos balanceando el Al colocando un 2 frente al Al(OH)3.
2.- Hidróxido de magnesio más ácido fosfórico producen fosfato de magnesio más agua.
3.- Nitrato de plata más sulfuro de hidrógeno producen sulfuro de plata más ácido nítrico.
4.- ácido cianhídrico más oxigeno producen nitrógeno más dióxido de carbono más agua.
Cloruro de cromo (III) más nitrato de plata producen nitrato de cromo (III) más cloruro de plata
- Balanceamos primero el cromo y la plata por ser metales, en este caso, están balanceados de
antemano, hay igual número de átomos (1) en el primero y en el segundo miembro.
- Cualquiera que sea el camino escogido, poner el 3 nos desbalanceó la plata, ahora hay tres Ag
en el primer miembro y tan sólo uno en el segundo, entonces colocamos un 3 frente al AgCl y
ahora hay tres átomos de Ag en el primero y en el segundo miembro.
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IMPORTANCIA DE BALANCEAR UN ECUACIÓN QUÍMICA
Las reacciones químicas deben cumplir con La ley de conservación de la masa que fue
enunciada por Lavoisier y que dice:
- La masa de un sistema permanece constante, cualquiera que sea la transformación que ocurra
dentro de él.
- En cualquier transformación química que tenga lugar en un sistema cerrado, la masa total
de las sustancias allí existentes se conserva.
668,05g 668,05g
15
Se cumple la Ley de la conservación de la masa.
Dadas las leyes que rigen nuestro universo, específicamente la ley de la conservación de la
materia que acabamos de analizar en el tema anterior, es necesario conocer la cantidad de
reactivos que son necesarios para conseguir la cantidad deseada de productos, por lo que
un buen uso de la estequiometria es primordial en los procesos en los que se desarrollan
reacciones químicas.
Para la química en alimentos, y básicamente en toda la industria que tenga contacto con la
química, se necesita del balance de masas (estequiometria) y el encargado de ese trabajo es el
gerente de producción. De esta manera, se optimizan las reacciones, y los gastos para tener
productos de calidad.
En una industria como la de los alimentos la estequiometria se usa diariamente, lo que nos deja
simplemente con una gran responsabilidad, el hecho no sólo de manejar la estequiometria si
no al mismo tiempo entenderla y saber su finalidad.
La síntesis orgánica es una de las ramas en la que más se utiliza la estequiometria, debemos de
estar consientes que un error en esa industria conlleva perdidas (tiempo y/o dinero) y
accidentes para los que allí trabajan.
Adaptación:
http://www.buenastareas.com/ensayos/La-Estequiometria-En-La-Industria-De/140834.html
16
Luego, contesta en tu cuaderno, las siguientes preguntas:
2.- ¿Qué quieren decirnos cuando nos mencionan que por medio de la estequiometria se
optimizan las reacciones y los gastos?
INTRODUCCIÓN
Durante el desarrollo del presente tema, buscaremos que los estudiantes conozcan y
comprendan el vasto campo de la estequiometria, así como sus diferentes implicaciones tanto
en la industria como en la economía y la ecología.
Tomado de:
http://www.buenastareas.com/ensayos/Estequiometria/274614.html
Existen varios caminos o métodos para resolver problemas estequiométricos, uno de ellos es el
método molar o de la relación molar.
La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que
intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción
La relación molar no es más que un factor de conversión cuyo objetivo es convertir, en una
reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles
17
de otra sustancia. Por ejemplo, si deseamos calcular la cantidad de moles de H 2O que se pueden
obtener a partir de 4.0 mol de O 2, usaremos la relación molar:
De esta forma trabajaremos a lo largo del tema, por favor pon atención y pronto dominarás las
operaciones.
Igualmente, las masas atómicas de los elementos, las utilizaremos redondeadas a dos decimales.
Trabajo en clase.- Con la ayuda de su profesor o profesora escribe las relaciones molares que
se pueden establecer en las siguientes ecuaciones químicas:
Ejemplo uno:
Al + O2 Al2O3
¿Cuántos moles de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 moles de óxido de
aluminio Al2O3?
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Estrategia:
Paso 1
Balancear la ecuación
4 Al + 3 O2 2 Al2O3
Paso 2
Sustancia deseada
El texto del ejercicio indica que debemos calcular las moles de aluminio, por lo tanto esta es la
sustancia deseada. Se pone la fórmula y entre paréntesis la unidad solicitada, que en este caso
son moles.
Sustancia de partida
El dato proporcionado es 5.27 moles de óxido de aluminio (Al2O3) por lo tanto, esta es la
sustancia de partida. Se anota la fórmula y entre paréntesis el dato.
Paso 3
4 Al + 3 O2 2 Al2O3
¿ moles 5,27 moles
19
La respuesta es 10.54 mol de Al
Trabajo en clase.- Con la ayuda de tu profesor o profesora resuelve los siguientes ejercicios
sencillos:
1.- ¿Cuántos moles de hidróxido de aluminio Al(OH) 3 se necesitan para producir 22,0 moles de
agua H2O?
2.- ¿Cuántos moles de dióxido de carbono CO2 se producirán en la oxidación completa de 2,0
moles de glucosa C6H12O6 según la siguiente ecuación?
Ejemplo dos:
Calcular:
Estrategia:
Paso 1
En buena hora, la ecuación está balanceada, ahora no tenemos que preocuparnos de eso.
Paso 2
20
La sustancia de partida de 2,0 moles de KI.
Paso 3
Simplificamos moles de KI, resolvemos y la respuesta es: 0,33 moles de K2Cr2O7 reaccionan
con 2,0 moles de KI.
Paso tres
1.- Una reacción habitual del cloruro de calcio es que suele reaccionar con ácido fosfórico
para producir fosfato de calcio más ácido clorhídrico, un ácido muy importante en la industria,
la ecuación sin balancear es: CaCl2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + HCl
a.- ¿Cuántos moles de CaCl2 se necesitarán para obtener 18,7 moles de HCl?
b.- Si deseamos obtener 48,23 moles de Ca3(PO4)2. ¿Cuántos moles de H3PO4 necesitaré?
21
2.- Un método antiguo para la producción de cloro consistía en hacer reaccionar pirolusita
MnO2 con ácido clorhídrico HCl. ¿Cuántos moles de HCl reaccionarán con 1,05 moles de
MnO2?
En otras ocasiones, el problema consiste en calcular la masa de una sustancia que reacciona
con, o que se produce a partir de un número dado de moles de otra sustancia en una reacción
química
Hay casos en los que nos dan el dato de la masa de la sustancia de partida, es recomendable
entonces convertirla a moles.
Finalmente, se usa la relación molar a fin de convertir los moles de la sustancia de partida a
moles de la sustancia deseada o de llegada y si el problema lo exige, los podemos cambiar
luego a unidades de masa.
Ejemplo uno: ¿Qué masa de hidrógeno puede producirse haciendo reaccionar 6,0 moles de
aluminio Al con ácido clorhídrico HCl?.
2 moles 3
moles
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Ejemplo dos: ¿Cuántos moles de agua H2O se pueden producir quemando 325 gramos de
octano C8H18?
2 moles 18 moles
H18 = 1 x 18 = 18 O = 16 x 1 =
16
Mr = 114g/mol Mr =
18g/mol
Primero:
Ahora:
Trabajo para la casa.- En los cuadernos de trabajo, los estudiantes resolverán los siguientes
ejercicios:
1. Calcular las moléculas de cloruro de potasio KCl que se pueden producir con 150,0 g de
clorato de potasio KClO3 según la ecuación: (recuerda que un mol es igual a 6,02.1023
unidades)
2KClO3 2KCl + 3O2
2. ¿Cuántos gramos de nitrato de plata AgNO 3 se necesitan para producir 0,36 moles de
sulfuro de plata?
2AgNO3 + H2S Ag2S + HNO3
23
radiorebelde.cu efeagro.com solaris.com.sv
Ejemplo dos: ¿Cuántos gramos de ácido nítrico HNO3 se necesitan para producir 12,83g de
monóxido de dinitrógeno N2O de acuerdo con la siguiente ecuación?
Zn(s) + HNO3(aq) Zn(NO3)2(aq) + N2O(g) + H2O(l)
Balanceamos: 4Zn(s) + 10HNO3(aq) 4Zn(NO3)2(aq) + N2O(g) +
5H2O(l)
10 moles 1 mol
Ahora vemos la secuencia de conversiones hasta lograr la respuesta, es decir, gramos de
HNO3
Gramos de N2O moles de N 2O moles de HNO3 gramos de HNO3
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Entonces procedemos a la resolución:
Trabajo para la casa.- En el cuaderno de trabajo, los estudiantes desarrollarán los siguientes
ejercicios:
1.- ¿Qué masa de cloruro de cromo (III) CrCl3 se necesitarán para producir 175,4g de cloruro de
plata AgCl?
CrCl3 + AgNO3 Cr(NO3)3 + AgCl
2.- ¿Qué masa de agua de agua H2O se produce en la combustión completa de 447,2g de
propano C3H8?
C3H8 + O2 CO2 + H2O
3.- En alto horno, el óxido de hierro (II) reacciona con el coque (carbono) para producir hierro
colado y monóxido de carbono:
Fe2O3 + 3C 2Fe + 3CO
¿Cuántos kilogramos de hierro se formarán si utilizamos 255Kg de Fe2O3?
lulu-quimicaenaccion.blogspot.com es.123rf.com
HAY FACTORES COMO EL REACTIVO LIMITANTE Y LA PUREZA DE LAS SUSTANCIAS QUE INTERVIENEN EN
UNA REACCIÓN QUE AFECTAN SU RENDIMIENTO.
Lo ideal sería que en una reacción química los reactivos estuviesen en la correcta proporción
estequiométrica, es decir en aquella proporción que describe la ecuación química balanceada
a fin de que todos los reactivos se consuman totalmente y por igual, al final de la reacción. Pero
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lamentablemente en la realidad las cosas no son así, por el contrario, lo más habitual suele ser
que al final de una reacción haya un reactivo que se consuma totalmente pero haya uno o
más que sobren sin reaccionar.
Al reactivo que al final de una reacción se ha consumido por completo se le llama reactivo
limitante y al o a los reactivos que sobren y que lógicamente no puedan seguir reaccionando
por la ausencia del limitante, se les da el nombre de reactivo en exceso.
Como podemos ver, cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a
ese reactivo se le llama reactivo limitante y recibe ese nombre ya que determina o indica la
cantidad máxima de producto formado.
El o los reactivos en exceso aunque quieran formar más producto no lo podrán hacer pues ya
no hay el otro reactivo (el limitante) pues se acabó.
Ejemplo uno:
Fijémonos en la siguiente reacción:
2H2 + O2 2H2O
Supongamos que hay 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno y sucede la
reacción. ¿Cuál será el reactivo limitante?
Veamos cómo podemos encontrar la respuesta:
La ecuación balanceada nos indica que se necesitan 2 moléculas de H2 por cada molécula de
O2, por lo tanto podemos asegurar que la proporción requerida es de 2 : 1.
Pero en el ejercicio tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2, por lo tanto, es
claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2 ya que en el momento
que se consuman las 10 moléculas de H2 se habrán consumido tan sólo cinco de O2.
Otra conclusión que podemos sacar es que sobran cinco moléculas de O2 que ya no tendrán
con quien reaccionar.
Trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles ya que la relación estequiométrica
es la misma (2:1).
Ejemplo dos:
Ahora supongamos que mezclamos 15 moles de H2 con 5 moles de O2. La estequiometría de la
reacción siempre nos indicará que 1 mol de O2 reacciona con 2 moles de H2, entonces vemos
que si hay cinco moles de O2 requerirán tan sólo 10 moles de H2 de los 15 que pusimos
inicialmente, por lo tanto, el O2 es el reactivo limitante y el H2 es el reactivo en exceso.
Además podemos concluir diciendo que sobran 5 moles de H2 que no reaccionarán.
26
TIC´s científicas.- Si desea profundizar en el tema relacionado con reactivo limitante y reactivo
en exceso, recomendamos ingresar a: http://www.youtube.com/watch?v=GKpBhpKmUEY.
Como ya sabemos, el reactivo limitante de una reacción está relacionado con la cantidad de
producto que se puede obtener de la reacción. Esta cantidad se llama rendimiento de la
reacción. Hay tres tipos de rendimiento relacionados con el estudio cuantitativo de las
reacciones químicas:
- Rendimiento teórico.
- Rendimiento real.
- Rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento.
RENDIMIENTO TEÓRICO
El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se predice que se
formará a partir de la ecuación balanceada y de los cálculos matemáticos correspondientes
cuando ha reaccionado todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es entonces el
rendimiento máximo que se puede obtener.
RENDIMIENTO REAL
Llamamos rendimiento real a la cantidad de producto obtenida en el ejercicio o en la práctica
de laboratorio.
El rendimiento real, es casi siempre inferior al rendimiento teórico. Existen varias razones
para ello. Por ejemplo:
- Muchas reacciones son reversibles, por lo que no ocurren al 100% de izquierda a derecha.
- Otras veces, la reacción si ocurre al 100%, pero resulta muy difícil recuperar todo el
producto del medio de la reacción, por ejemplo si está disuelto en una solución acuosa.
- Otras veces, alguno de los reactivos no está ciento por ciento puro, contiene impurezas que
fueron tomadas en cuenta sin querer en el momento de masarlo y que al final no reaccionan,
por lo tanto, se obtiene menos producto que el esperado.
- En otras ocasiones, en las reacciones se obtienen productos que pueden, de forma espontánea,
reaccionar entre sí o con los reactivos para formar otros productos no esperados, estas
reacciones posteriores reducen el rendimiento de la primera reacción
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RENDIMIENTO PORCENTUAL
Se describe como la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico, y
se define como sigue:
Un rendimiento porcentual puede variar desde una fracción de 1% hasta el 100%. Una meta
importante para un químico que se dedica al trabajo de laboratorio, es la optimización del
rendimiento porcentual del producto de una reacción.
Trabajo para la casa.- Los estudiantes desarrollarán una presentación en power point
definiendo con ejemplos los siguientes conceptos:
- Reactivo limitante y en exceso.
- Rendimiento teórico, real y porcentual de una reacción.
- Factores que influyen en el rendimiento de una reacción.
El trabajo final deberá ser entregado a su profesor o profesora y expuesto al grupo, no deberá
tener más de cinco diapositivas.
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Para conocer cuál es el reactivo limitante nos fijamos en el reactivo que menos producto
puede formar, éste es el Fe, vemos que solamente puede formar 0,15 moles de Fe3O4.
Resolvamos b: El reactivo que está en exceso es aquel que tiene mayor capacidad de formar
producto, entonces es el H2O, y es lógico, un reactivo en exceso siempre está dispuesto a
seguir adelante con la reacción hasta consumirse, pero lamentablemente no lo puede hacer
porque el otro reactivo se termina.
Resolvamos d: Para conocer cuánto reactivo en exceso se queda sin reaccionar, podemos
hacer lo siguiente (por supuesto, no es lo único que se puede hacer).
Estableceríamos una relación molar entre los dos reactivos y utilizaríamos como dato de
partida la masa de reactivo limitante (25,3g de Fe) que estamos seguros que se consumió
totalmente, así:
Esto quiere decir que 25,3g de Fe reaccionan con 10,88g de H2O, para saber cuánto de agua
queda al final sin reaccionar, deberemos restarle a 15,0g de H2O (que pusimos al inicio del
proceso), los 10,88g que ahora sé que reaccionaron con el reactivo limitante, entonces:
15,0g de H20 del inicio – 10,88g de H20 que reaccionaron = 4,12g de H20 sobran sin
reaccionar.
Trabajo en equipo.- En sus cuadernos de trabajo, los/as estudiantes, con la ayuda del/a
docente, desarrollarán los siguientes ejercicios de aplicación:
1. ¿Qué masa de cloruro de plata AgCl, se puede preparar (le estamos pidiendo el
rendimiento teórico) a partir de la reacción de 4.22 g de nitrato de plata con 7.73 g de
cloruro de aluminio?, ¿Qué sustancia es el reactivo en exceso?, ¿Qué masa del reactivo
en exceso se queda sin reaccionar?
¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 3.00 g de
SiO2 y 4.50 g de C?, ¿Qué sustancia es el reactivo limitante?, ¿Qué sustancia es el
reactivo en exceso?, ¿Qué masa del reactivo en exceso se queda sin reaccionar al final
de la reacción?
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unav.es blog.cascosafety.com gaerner.es
emiindustrial2010-quimicaiiemi.blogspot.com muchapasta.com
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INFLUENCIA DE LA PUREZA DE LOS REACTIVOS EN EL
RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
Es muy habitual que las sustancias que intervienen en los procesos químicos contengan
impurezas. Estas impurezas representan un peso adicional que aumenta el peso de la sustancia
pura, lo que afecta la calidad del producto.
Debido a esto, es importante cuantificar las impurezas antes de hacer cualquier cálculo
estequiométrico, para conocer así, la cantidad real de reactivo puro a partir del cual debemos
realizar el cálculo.
Ejemplo uno:
¿Cuántos gramos de óxido de magnesio MgO se obtienen cuando se hacen reaccionar 250g de
magnesio Mg de una pureza del 75% en presencia de oxígeno O2 según la siguiente ecuación?
Esto quiere decir que de los 250g iniciales que teníamos de Mg impuro, tan sólo 187,5g son
Mg, el resto (62,5g) son impurezas que no nos interesan para nuestros cálculos.
¿Sabías qué?
Esta es una lección que todos debemos aprender para evitar estos tipos de accidentes y
principalmente los profesores encargados, siempre deben asegurarse de que todos sus
estudiantes o asistentes de investigación sepan lo que van a hacer en el laboratorio.
Tomado de:
32
http://bpnquimica.blogspot.com/2009/03/accidentes-en-los-laboratorios-de.html
Podemos darnos cuenta entonces que los productos de la primera reacción son los
reaccionantes en la segunda reacción y así sucesivamente, no es necesario calcular las masas
de las sustancias formadas en las reacciones intermedias. En lugar de esto, se pueden utilizar las
relaciones molares para obtener la información deseada sobre la reacción final.
Ejemplo uno:
La obtención del permanganato de potasio KMnO 4 necesita de dos etapas. La primera reacción
implica la conversión del dióxido de manganeso MnO 2 en manganato de potasio y la segunda
reacción implica el cambio de manganato de potasio en permanganato de potasio, las ecuaciones
balanceadas son:
La primera:
La segunda:
=454,45g
KMn
Suponiendo que el proceso total tiene un rendimiento del 85%. ¿Cuántos Kg de sodio puro se
necesitarán para obtener 100Kg de ácido oxálico? (el resto de reactivos está en exceso).
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TEMA TRES: ENTALPÍA DE LAS REACCIONES
Energía y metabolismo
Es importante analizar que no solamente las sustancias que se producen en una reacción
química son de interés, sino también la energía que puede desprenderse o absorberse durante
su desarrollo, esta energía es de gran interés en ámbitos como la fisiología ya que es vital para
el aparecimiento y desarrollo de la vida.
Todas las formas de vida están basadas en prácticamente las mismas reacciones bioquímicas.
Cada uno de los compuestos que se generan en este conjunto de reacciones son llamados
compuestos endógenos o metabolitos y al conjunto de todas las reacciones que suceden en una
célula se le denomina metabolismo.
Todas las transformaciones de las moléculas tienen dos funciones principales: la primera,
proporcionar a las células, materiales que requieran para sus distintas funciones, siendo la más
importante la renovación constante de sus propias moléculas; la segunda, obtener diferentes
formas de energía para mantener las funciones vitales.
Cada célula desarrolla miles de reacciones químicas que pueden ser exergónicas (con
liberación de energía) o endergónicas (con consumo de energía), que en su conjunto
constituyen el metabolismo celular que se lleva delante por vías totalmente energéticas:
1. Las células asocian las reacciones: las reacciones endergónicas se llevan a cabo con la
energía liberada por las reacciones exergónicas.
2. Las células sintetizan moléculas portadoras de energía que son capaces de capturar la
energía de las reacciones exergónicas y las llevan a las reacciones endergónicas.
3. Las células regulan las reacciones químicas por medio de catalizadores biológicos conocidos
como enzimas.
Este ligero ejemplo podrá darles una idea de que la energía que llevan asociadas las reacciones
químicas es tanto o más importante que los productos que podamos obtener de ellas.
Tomado de:
http://academia.cch.unam.mx/wiki/biologia3y4/index.php/Metabolismo_y_energ%C3%ADa
34
Una parte del alimento que consume este conejo, es utilizada por el anabolismo, o sea, en la producción
de nuevas moléculas, en el crecimiento y en la renovación de las células del cuerpo, otra parte es utilizada
por el catabolismo, o sea, es degradada ya sea produciendo energía o eliminándola. Al conjunto de todas
esas transformaciones químicas lo llamamos “de metabolismo”.
Tomado de:
http://biologia.laguia2000.com/wp-content/uploads/2011/04/NUTRICION1.JPG
1.- ¿Por qué decimos que las reacciones tienen una doble importancia?
4.- ¿Podrías citar dos actividades humanas en las que aprovechemos la energía la energía de las
reacciones químicas?
INTRODUCCIÓN
35
la explicación de su carácter espontáneo constituyen algunas de las cuestiones o aspectos
energéticos de las reacciones químicas.
Tomado de:
http://www.fisicanet.com.ar/quimica/compuestos/ap01_reacciones_quimicas.php
Una de las razones por las que se llevan a cabo las reacciones es que los productos alcanzan un
estado de energía menor, más estable que el de los reactivos. Para que los productos alcancen
ese estado más estable, es necesario liberar energía a los alrededores en forma de calor o
como calor y trabajo.
Por ejemplo, si realizamos una reacción de neutralización de una base o hidróxido, agregando
una solución ácida, la liberación de energía se nota por un aumento inmediato de temperatura
en la solución que se siente cuando se calientan las paredes del recipiente. Cuando un motor de
un automóvil quema gasolina, se libera calor y al mismo tiempo, parte de la energía efectúa el
trabajo de mover el automóvil.
36
proyectointegrado7.blogspot.com ccoli.com
La cantidad de energía térmica que se produce en una reacción se llama calor de reacción.
Las unidades empleadas pueden ser kilojoules o kilocalorías. Veamos el siguiente ejemplo:
Cuando el calor liberado se expresa como parte de la ecuación, las unidades de las sustancias se
expresan como moles. Así, cuando un mol de C(s) (12,0g) se combina con un mol de O2(g)
(32,0g), se forma un mol de CO2(g) (44,0g) y se liberan 393Kj (94,0Kcal) de calor. En esta
reacción, como en muchas otras, la energía térmica es más útil que los productos químicos
obtenidos.
Además de las cantidades relativamente bajas de energía que proceden de lo procesos nucleares,
el sol es la mayor fuente de energía para la vida en la tierra. El sol mantiene la temperatura
necesaria para la vida y también suministra la energía luminosa para las reacciones
fotosíntéticas endotérmicas que las plantas verdes llevan a cabo. En la fotosíntesis, el dióxido
de carbono y el agua se convierten en oxígeno libre y glucosa, así:
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REPRESENTACIÓN DE LA FOTSÍNTESIS
Casi toda la energía química que usan los organismos vivientes se obtiene de la glucosa o
compuestos derivados de ella, la tecnología moderna depende de la energía de los combustibles
fósiles, carbón mineral, petróleo y gas natural, la energía se obtiene mediante la combustión de
estos combustibles que se convierten en CO2 y H2O. La combustión es el término aplicado a una
reacción química en la que se desprenden calor y luz.
Los combustibles fósiles son un gigantesco almacenamiento de energía. Algunos tienen hasta
90% de carbono.
Estas reacciones como podemos ver, liberan grandes cantidades de energía, pero se necesita de
una chispa inicial o llama que las desencadene, la cantidad de energía que se debe suministrar
para iniciar una reacción química se llama energía de activación. Una vez que se ha
suministrado la energía de activación, se genera la suficiente energía para mantener la reacción
en proceso.
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- Para qué fue creado?
- Qué están haciendo actualmente los organismos gubernamentales para mantener esta obra?
- Cómo funciona un ferrocarril?
Que los estudiantes desarrollen el trabajo y lo entreguen a su profesor o profesora.
DIAGRAMAS ENTÁLPICOS
REACCIÓN EXOTÉRMICA
Como podemos observar, en una reacción exotérmica los productos están en un nivel
energético (Hp) menor que el de los reactivos (Hr), por lo tanto, es lógico imaginarse que se
emite calor al entorno durante su realización.
No hay que confundirse, el balance general de la variación energética de una reacción es el que
nos indica si la reacción es exotérmica o endotérmica, existen reacciones fuertemente
exotérmicas que sin embargo, al inicio requieren de una cantidad de energía para desencadenar
el proceso, pero una vez iniciado, el desprendimiento de energía es enorme y el balance general
indica que es una reacción exotérmica.
Complejo activado
Energía de activación
(Hp)
ΔH = Hp – Hr entonces ΔH<0
(Hr)
Curso de la reacción
ΔH = Hp – Hr
Como Hp es un valor más pequeño que Hr, entonces el valor de ΔH será menor que cero, es
decir, tendrá signo negativo (ΔH < 0).
REACCIÓN ENDOTÉRMICA
Los productos están en un nivel energético (Hp) mayor que el de lo reactivos (Hr), por lo
tanto, se absorbió energía del entorno.
Los reactivos son más estables que los productos, por esta razón no reaccionan fácilmente y
se hace necesario ¨obligarles¨ a hacerlo mediante el aporte de calor.
Complejo activado
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Energía de activación
(Hp)
(Hr)
ΔH = Hp – Hr entonces ΔH>0
Curso de la reacción
ΔH = Hp – Hr
Como Hp es un valor más alto que Hr, entonces el valor de ΔH será mayor que cero, es decir,
tendrá signo positivo (ΔH > 0).
La energía que necesitan los reactantes para alcanzar este complejo se llama energía de
activación (Ea). Cuanto mayor sea la energía de activación, en general, menor será la
velocidad de la reacción.
Trabajo para la casa.- En sus cuadernos de trabajo, los estudiantes desarrollarán el siguiente
proceso de investigación bibliográfica, la guía es la siguiente:
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Para estos ejercicios debemos recordar que la variación de la entalpía de una reacción se
calcula con la expresión matemática:
ΔH = Hp – Hr
Ejemplo uno:
Calcular la variación de entalpía estándar en la hidrogenación del acetileno para formar etano,
sabiendo que la entalpía de formación estándar del etano es -85 Kj/mol, y que la entalpía de
formación estándar del acetileno es 227 Kj/mol.
Pero lógicamente, al ser una ecuación real y haber varios reactivos, la vamos a modificar un
poco, de acuerdo a nuestras necesidades.
Paso tres: Comenzamos a sustituir en la fórmula general, por los datos del problema:
Multiplicamos los coeficientes de la ecuación balanceada (los moles) por las entalpías de cada
sustancia.
moles
Productos Reactivos
ΔH0 = -312 KJ/mol. (reacción exotérmica pues su signo es negativo, desprende calor)
La AH0f del H2 es cero porque la entalpía de formación de los elementos en su forma más
estable o libre es igual a cero.
http://es.wikipedia.org/wiki/Anexo:Tablas_de_entalp%C3%ADas_de_formaci%C3%B3n_de_c
ompuestos y descargarán o imprimirán la tabla de entalpías estándar de formación de varios
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compuestos, esta tabla resultará útil para resolver otros ejercicios sobre este tema, el profesor o
profesora revisará el trabajo.
animalderuta.wordpress.com es.wikipedia.org
EL GAS DE LAS BOMBONAS QUE USAMOS EN ECUADOR ES UNA MEZCLA DE BUTANO CON OTROS
GASES.
Ejemplo dos:
Calcular:
b.- La cantidad de calor que se desprenderá en la combustión completa (es decir, con oxígeno y
los productos siempre serán CO2 y H2O) de los doce kilogramos (a veces se dice kilos) de
butano que contiene una bombona.
Resolviendo a.-
Si miramos la tabla que consultamos anteriormente, veremos que las entalpías de formación de
las sustancias que participan en el proceso son:
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Paso uno: Hagamos como en el ejercicio anterior, la ecuación balanceada:
ΔH0= [4 x ΔHof (CO2) + 5 x ΔH0f (H2O)] – [1 x ΔH0f (C4H10) + 13/2 x ΔH0f (O2)]
El O2 en estado puro tiene entalpia = 0 por lo que ya sabemos del ejercicio anterior.
Resolviendo b.-
En esta parte, nos piden que cantidad de calor que se desprenderá de la combustión completa
de 12Kg de Butano, pasaremos, en primer lugar, esos 12Kg a gramos (12 000g), y
posteriormente a moles, veamos:
Se preguntarán ¿Por qué a moles? La respuesta es, porque la energía que hemos calculado
antes (la que nos daba -2877 KJ/mol) era la energía/calor desprendida por cada mol, y como
ahora si tenemos una cantidad concreta (12 Kg que son, 206’9 moles) tendremos que
multiplicar esos moles, que corresponden a los 12 000g de butano, por la energía/calor
desprendida por cada mol.
Trabajo individual.- En sus cuadernos de trabajo, los estudiantes desarrollarán los siguientes
ejercicios.
1.- El fosfuro de aluminio reacciona con agua para dar hidróxido de aluminio y fosfina, según la
reacción:
AlP(s) + H2O(l) Al(OH)3(s) + PH3(g)
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ΔHof del H2O(l) = -285,8 Kj/mol
2.- Teniendo las entalpias de formación de CaCO3(s) = -1206.9 kJ/mol; CaO(s) = -635.1kJ/mol y
CO2(g)= -393.5 kJ/mol, determine la entalpia correspondiente a la descomposición térmica del
carbonato de calcio en óxido de calcio y dióxido de carbono. ¿Qué cantidad de calor se
necesitará para descomponer 6 toneladas de piedra caliza del 85% de riqueza de Carbonato de
calcio?
Esta es otra forma de calcular la variación de entalpía de una reacción sobre todo si esta
reacción no nos va a permitir determinar su ΔH directamente en un calorímetro.
La ley de Hess manifiesta lo siguiente “La variación de entalpía que tiene lugar cuando los
reactantes se transforman en productos es la misma, tanto si la reacción transcurre en una
sola etapa como si ocurre en varias etapas”.
Por otra parte, si los químicos tuvieran que tabular el ΔH en cada una de las reacciones químicas
necesitarían mucho tiempo y espacio para almacenar tal información. Afortunadamente, existe
una herramienta que permite calcular el ΔH de determinadas reacciones si se conoce el ΔH
de algunas reacciones relacionadas.
Veamos:
Ejemplo uno:
La reacción de combustión del carbono (grafito) a monóxido de carbono, tiene gran interés
pero su entalpía de reacción no puede medirse directamente en un calorímetro, responde a la
siguiente ecuación
Ahora entonces, ¿Qué hacemos?, nos podemos ayudar de otras reacciones cuyas entalpías ya
conocemos, una de ellas es la de la combustión del CO que responde a la siguiente ecuación:
Otra reacción cuya entalpía es conocida y nos puede servir para resolver este ejercicio es la de
la combustión del Carbono que produce CO2:
Ahora, con las dos ecuaciones cuyas entalpías conozco, armo un sistema de la siguiente
manera:
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C(s) + O2(g) CO2(g) ΔH= - 393,5Kj/mol
Observemos algunos aspectos importantes, por ejemplo, la segunda ecuación está invertida
porque el CO de la ecuación problema es un producto y debemos preocuparnos de que en el
sistema también sea un producto. Por otra parte, al invertir la ecuación deberemos siempre
cambiar el signo de ΔH, ahora resolveremos el sistema algebraicamente:
Hemos obtenido la ecuación problema, entonces el valor de ΔH se obtiene haciendo una resta
Biografías ejemplares.- Hola jóvenes, mi nombre es Germain Henry Hess, nací en Ginebra en
1802, mis últimos días los viví en San Petersburgo hata 1850, fui un Químico ruso de origen
suizo. Estudié medicina en la Universidad de Dorpat (1822-1825) y, tras ejercer como médico
en Irkutsk durante varios años, me trasladé a San Petersburgo, donde fuí profesor de Química en
el Instituto Tecnológico. Mis primeras investigaciones versaron sobre la oxidación de los
azúcares. En 1834 publiqué un libro de química que durante muchos años fue un texto de
obligada referencia en Rusia. En 1840 enuncié la «ley de Hess», que establece que en una
reacción química la cantidad de calor producido es constante e independiente del número de
etapas de reacción que tengan lugar, ley que de hecho se podría considerar como un caso
especial del principio general de la conservación de la energía, mi vida es un ejemplo de
privaciones y disciplina rígida que me llevó a adaptarme rápidamente a las circunstancias que
aparecieron, incluso dejando de lado mi profesión, sin embargo el tesón y amor por el trabajo
científico me llevaron a destacar. Trabajen con entusiasmo, sean organizados y pronto
triunfarán.
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Germain Henri Hess
Ejemplo dos:
Armamos el sistema de ecuaciones cuidando que cada sustancia de la ecuación problema esté
correctamente ubicada, es decir si es reactivo deberá estar como reactivo en el sistema y si es
producto deberá estar como producto en el sistema.
A la ecuación dos la multiplico por dos, solamente así podré anular los oxígenos al tener dos
moles como reactivos y dos moles como productos, lógicamente su ΔH se multiplica por dos
también.
A la ecuación tres le doy la vuelta pues el CH4 debe estar como producto tal como en la
ecuación problema, al hacerlo, su ΔH cambia de signo.
C(s) + O2(g) + 2H2(g) + 1O2(g) + CO2(g) + 2H2O(l) CO2(g) + 2H2O(l) + CH4(g) +2O2(g)
Como pueden ver agrupamos a todas las sustancias de los primeros miembros de las
ecuaciones de apoyo en un gran primer miembro y lo mismo hacemos con las de los segundos
miembros.
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Luego de reducir términos semejantes nos queda:
C(s) + O2(g) + 2H2(g) + 1O2(g) + CO2(g) + 2H2O(l) CO2(g) + 2H2O(l) + CH4(g) +2O2(g)
Trabajo en clase.- En los cuadernos de trabajo los estudiantes con la ayuda de su profesor o
profesora, desarrollarán los siguientes ejercicios:
2.- Calcular la entalpía estándar de formación del sulfuro de carbono (CS 2) que obedece a la
siguiente ecuación:
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Una reacción química consiste en un nuevo reagrupamiento de los átomos de los reactivos
para formar los productos. Para que esto ocurra, es necesaria la ruptura de ciertos enlaces y la
formación de otros nuevos. Si se conociesen las energías de estos enlaces, se podría calcular
fácilmente la entalpía de reacción.
Llamaremos energía de enlace a la energía necesaria para romper un mol de dichos enlaces
siempre y cuando la sustancia esté en estado gaseoso. así por ejemplo, la energía del enlace
C-H es la que corresponde a la reacción:
Es importante mencionar que cuanto más elevada sea la energía de enlace, más fuerte y
estable será dicho enlace.
Enlace Ee (kJ/mol)
H–H 436
C–C 347
C=C 620
C C 812
O=O 499
Cl–C 243
C–H 413
C–O 315
C=O 745
O–H 460
Cl–H 432
Cl–Cl 243
Tomado de:
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_1_princ.htm#Energia_enlace
Debemos mencionar que estos valores se tratan de energías medias (o promedio) pues la
energía de un determinado enlace depende ligeramente de los otros átomos unidos a cada uno
de los átomos enlazados, así por ejemplo, la energía del enlace C-C es ligeramente diferente en
el H3C-CH3 que en el H3C-COOH.
A partir de las energías o entalpías medias de enlace pueden calcularse aproximadamente las
entalpías de reacción entre sustancias gaseosas.
En efecto, teniendo en cuenta que para la ruptura de enlaces debemos suministrar energía al
sistema (es decir, el sistema absorbe energía, por lo tanto su signo es +) mientras que al
formarse nuevos enlaces se desprende energía del sistema (signo - ), se deduce la siguiente
expresión matemática que será útil para resolver ejercicios de este tipo:
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Curiosidades.- Les costará trabajo creerlo pero es verdad, la liberación de energía se realiza a
expensas de la desaparición de masa. En las reacciones químicas ordinarias, la energía es
liberada en cantidades tan bajas que la pérdida de masa es insignificante. Deben ser quemados 2
536 173 litros de gasolina para producir la pérdida de un gramo, ¿Interesante no?.
Tomado de:
http://ciudadanodelmundo.espacioblog.com/post/2006/05/03/curiosidades-la-energia
EN UNA REACCIÓN QUÍMICA LOS ÁTOMOS SE COLISIONAN UNOS CON OTROS PARA
FORMAR PRODUCTOS EN LOS MEJORES CASOS.
Ejemplo uno:
Calcular la entalpía de la reacción de hidrogenación del etileno para formar etano, según la
ecuación:
Paso uno:
Observando la tabla de datos de la página anterior veremos las entalpías medias de enlace
Paso dos:
Podemos ver que los enlaces que se rompen son un mol de C=C y un mol de H-H.
Además podemos ver que los enlaces que se forman son un mol de C-C y dos moles de C-H.
Paso tres:
Paso cuatro:
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Sustituimos por los valores:
Baúl de palabras.-
Ejemplo dos:
C-H = 413Kj/mol
O=O = 499Kj/mol
C=O = 745Kj/mol
O-H = 460Kj/mol
Por lo que vemos en la ecuación se rompen 4 moles de enlaces C-H y un mol de enlaces
O=O.
En cambio se forman dos moles de enlaces C=O y 4 moles de enlaces O-H (en cada agua
hay dos enlaces O-H).
Entonces:
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∆H(reacción) = Σ[4mol(413Kj/mol) + 1mol(499Kj/mol)] – Σ[2mol(745Kj/mol) +
4mol(460Kj/mol)]
Trabajo para la casa.- En sus cuadernos de trabajo los estudiantes desarrollarán los siguientes
ejercicios:
Calcular las entalpías de las reacciones (∆H) a partir de los valores de entalpias de enlace, antes
de empezar, verifique si las ecuaciones están balanceadas.
Si faltare alguna entalpía de enlace, por favor consúltala en Internet o en otras tablas.
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