INSTITUCION EDUCATIVA DISTRITAL MIGUEL ANGEL BUILES

Resolución Nº 002055 del 3 de Diciembre de 2002

Nit. 802.012.996–1 - DANE 108001003998

Cra. 2F N°50D-27

Correo: ied.miguelangelbuiles@sedbarranquilla.edu.co

www.iedmab.edu.co

GUIA DIDÁCTICA DE TRABAJO AUTÓNOMO

Nombre de la estudiante:

Curso:

Teléfono:

1. DATOS GENERALES

Asignatura:

QUIMICA

Nombre del docente:

OSCAR MARIN PADILLA

Curso(s):

10° A-B-C

Correo electrónico:

oscar.marin@iedmab.edu.co

Periodo:

SEGUNDO

Teléfono:

3126091292

Duración de trabajo de la guía:

1 mes

Fecha de devolución: Según Cronograma

2. COMPETENCIAS Y APRENDIZAJES ESPERADOS

Núcleo temático:

NOMENCLATURA QUIMICA

DBA:

Comprende que los diferentes mecanismos de reacción química (oxido-reducción, descomposición, neutralización y precipitación) posibilitan la formación de compuestos inorgánicos.

Tema:

Nomenclatura de sales.

Indicador de desempeño:

Nombra los compuestos inorgánicos según su función química teniendo en cuenta los diferentes sistemas de nomenclaturas.

3. METODOLOGÍA:

La presente guía de aprendizaje combina en su metodología los aspectos fundamentales del modelo pedagógico de la PEMIS, el sistema institucional de evaluación, las orientaciones del modelo de aprendizaje autónomo y las orientaciones de la Circular N° 00018 de 2020 de la Secretaría de Educación en relación a la ruta de educación a distancia.

4. DESCRIPCION DETALLADA DE ACTIVIDADES, EVALUACION Y CRONOGRAMA

PRIMERA ACTIVIDAD

INICIO: Todos los días, podemos relacionarnos con las personas que nos rodean, gracias a que utilizamos el mismo idioma o lenguaje. De la misma manera, los químicos, sin importar qué idioma hablen en su lugar de origen, necesitan comunicarse entre sí, de manera muy específica. Para ello, han creado un lenguaje propio. Te invitamos a que lo conozcas.

Función sal

Las sales se definen como las sustancias resultantes de la reacción entre los ácidos y las bases. También pueden resultar de combinaciones entre un metal y un no-metal, con el oxígeno.

Las sales son compuestos binarios, ternarios o cuaternarios, que resultan de la unión de una especie catiónica con una especie aniónica, las cuales provienen del ácido y la base involucradas. El catión es, por lo general, un ion metálico, aunque también existen sales de iones como el amonio NH4 +

1). El anión proviene normalmente del ácido. En consecuencia, puede ser un anión simple o monoatómico (Cl-1, S-2, etc.) o un ion poliatómico (SO4-2 , NO3-1 , ClO2-1, etc.). Por ejemplo: el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio reaccionan para formar el cloruro de sodio o sal

común, según la ecuación:

HCl + NaOH ----- NaCl + H2O

Ácido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio Agua

Para nombrar las sales es necesario saber qué catión y qué anión intervienen en su formación.

Los cationes: reciben el nombre del elemento del cual provienen. Por ejemplo, el ion sodio es Na+1 y el ion aluminio es Al+3.

Si se trata de un metal, con capacidad para formar dos iones, éstos se distinguen por las terminaciones oso, para el menor, e ico, para el mayor. Si se usa el sistema stock, la valencia del metal se indica entre paréntesis. Por ejemplo:

— Fe+2 es el ion ferroso o hierro (II).

— Fe+3 es el ion férrico o hierro (III).

Los aniones: cuando los ácidos se encuentran en solución acuosa, se disocian o separan, en iones con carga positiva y negativa, en razón a la fuerte atracción que ejercen las moléculas del agua sobre las del ácido.

Como vimos, los ácidos se caracterizan porque siempre presentan hidrógeno, así, al disociarse, se forman iones H1, además de iones negativos, cuya composición depende de los demás elementos presentes.

Por ejemplo:

— HCl -- H+1 + Cl-1

— HNO3 H+1 + NO3-1

— H2SO4 2H+1 + SO4-2

Para nombrar los aniones se considera el nombre del ácido del cual

provienen (figura 15) y se procede de la siguiente manera:

Si el ácido termina en hídrico, el anión terminará en uro.

Si el ácido termina en oso, el anión terminará en ito.

Si el ácido termina en ico, el anión terminará en ato

DESARROLLO DE LA TEMATICA: Cationes y aniones de mayor usoCationNombreAnionNombre

H+Ión hidrogenoCl -Ion cloruro

K+Ión potasioBr -Ion bromuro

Na+Ión sodioS -2Ion sulfuro

Fe +2Ión ferrosoOH -Ion hidroxilo

NH4 +Ión amonioSO3 -2Ion sulfito

NO2 +Ión nitritoPO4 -3Ion fosfato

Fe +3Ión férricoI -Ion ioduro

Cu +2Ión cuprosoNO2-Ion nitrito

H3O +Ión hidronioNO3 -Ion nitrato

Al +3Ión aluminioHCO3 -Ion bicarbonato

Ca +2Ión calcioSO4 -2Ion sulfato

FUNCIÓN SAL O SALES Las salesa son sustancias iónicas formadas por un anión y un catión, diferente de H+ , O-2 , OH - . Son el resultado de combinar un ácido con una base y además producen agua. Ejemplos: KOH + HCL KCl + H2O Cloruro de potasio NaOH + HNO2 NaNO2 + H2O Nitrito de sodio

Nomenclatura de salesEl nombre de las sales depende del ácido que las forma, según procedan de aniones sencillos como F - , Cl - , Br -, I - o de aniones procedentes de los oxácidos: ClO -, NO3 - , SO4 –2, etc.Si proceden de ácidos terminados en hídricoSe nombran con la raíz del elemento no metal seguida de la terminación uro, más el nombre del metal correspondiente. Ejemplo: CaCl2: Cloruro de calcioLas sales que provienen de ácidos cuya terminación es oso, cambian la terminación por ito; los ácidos terminados en ico producen sales terminadas en ato. Además, la palabra genérica siempre va acompañada del nombre del metal. En caso que el metal trabaje con dos valencias distintas su terminación será oso o ico, según sea la menor o mayor valencia. Ejemplo:NaClO hipoclorito de sodioKClO3 clorato de potasioCaSO3 sulfito de calcioTIPOS DE SALES Tanto para su nomenclatura como para su formulación, las sales se dividen en sales neutras, sales ácidas, salesa básicas y sales doblesSales neutras.Estas no contienen hidrógenos catiónicos, todos han sido reemplazados por elementos metálicos. Ejemplo:CaCl2: cloruro de calcioKI: Ioduro de potasioCuCO3: carbonato cuprosoCuSO4: sulfato cúpricoNaBr: bromuro de sodioSales ácidasContienen hidrógeno en sus moléculas, pues el metal no ha reemplazado todos los hidrógenos del ácido. Ejemplos:NaHS sulfuro ácido de sodio o hidrógeno sulfuro de sodioKHSO4 sulfato ácido de potasio o hidrógeno sulfato de potasioLiHSO4 sulfato ácido de sodio o hidrógeno sulfato de litioSales básicasLas sales básicas resultan de sustituir en una base, parcialmente, los grupos OH -. También se obtiene una sal básica cuando en una sal neutra se han sustituido parcialmente los átomos metálicos por grupos OH- . Ejemplo:CuOHNO3 : Cu(OH)2 + HNO3 H2O + CuOHNO3 nitrato básico de cobreCaOHCl : CaCl2 + Ca(OH)2 2CaOHCl cloruro básico de calcioSales dobles Las sales dobles están constituidas por más de un catión, como KNaSO4; o por más de un anión, como CaBrF y sus nombres son sulfato de sodio y potasio y Bromuro-fluoruro de calcio.

CIERRE: REFLEXIÓN Y EVALUACION DEL APRENDIZAJE:

ACTIVIDAD 1

1. ¿De donde resultan los Cationes y Aniones, explica cómo se nombran?

2. De el nombre de los siguientes Iones:

a. Sn+4 b. SO4 c. Al3O4 d. Fe+3 e. Zn+2

f. SO3 g. CrO4 h. ClO-1 i. PO4-3 j. NO3-1

k. Ca+2 l. Na+1 ll. Cl-1 m. CO3-2 n. K+1

3. Para cada uno de los siguientes ácidos escribe los aniones que se pueden obtener con sus respectivos; nombres

a. HNO2 b. HNO3 c. H2SO3 d. H2SO4 e. H2CO3

f. HCl g. H2S h. H3PO4 i. HBr j. H3PO3 k. HClO I.H2Te m. HMnO4 n. H2Cr2O7o. H3AsO4 p.HIO3 q.HClO4 r. HF

4. Decir cuáles de los siguientes iones son cationes o aniones, explique las razones y nómbralos

a. NO2- b. Mg+2 c. NH4+ d. ClO-e. Ca+2f. CO3-

g. HPO3-2 h. HCO3- i. Fe+2 j. H3P2O7-

5. . Explique la diferencia que presentan, en su fórmula, las sales neutras y las sales ácidas. Dé algunos ejemplos.

6. A partir de la rejilla, determine:

1. H2SO4

2. Na2SO4

3. NaHSO4

4. SO3

5. H2O

6. NaOH

a. ¿Qué casillas contienen las sustancias que, mezcladas, dan la sustancia de la casilla 2?

b.¿En qué casillas están representadas las sustancias que, mezcladas, dan un ácido?

c.¿En qué casillas se representan sales?

d.Escriba los nombres de las fórmulas de las casillas 1 al 6.

7. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

a. Nitrato de potasio b. Bromuro ferroso c. Bromito plumboso

d. Acido clórico e. Acido crómico f. Acido silícico

g. Trioxoborato de hidrógeno h. Oxobromato I de hidrógeno

i. Tetroxoarseniato III de hidrógeno j. Tetroxosulfato VI de cobre II

k. Trioxocarbonato IV de hidrógeno y sodio.

8. Nombre las siguientes sales, según las nomenclaturas tradicional y Stock:

a. CaCl2 b. Na2HPO4 c. KH2PO4 d. CuNO3 e. CuSO4 f. AgClO3 g.KHCO3 i. Bi(OH)SO4

9. ¿Cómo se nombran las Sales? Complete las siguientes ecuaciones químicas con fórmulas y nombres construyendo las sales neutras correspondientes.

a. Fe(OH)3 + H2SO4

b, H2CrO4 + KOH

c. H2CO3 + Ba(OH)2

d. NaOH + HIO4

e. HNO3 + AgOH

f. HCl + Ca(OH)2

gH2S + KOH

SEGUNDA ACTIVIDAD

INICIO:

REPRESENTACIÓN DE LOS FENÓMENOS QUÍMICOS

Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias llamadas productos (figura 20). Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, en las cuales se emplean diversidad de símbolos para indicar los procesos y sustancias involucrados.

Toda ecuación química consta de dos miembros separados por una flecha, que indica el sentido de la reacción. Las fórmulas correspondientes a los reactivos se escriben a la izquierda de la flecha, mientras que las fórmulas de los productos se escriben a la derecha. La flecha se interpreta como “se convierte(n) en…”

Si hay más de un reactivo o se forma más de un producto, las fórmulas de cada miembro de la ecuación irán separadas por signos de adición.

Por ejemplo,

En algunas ocasiones es necesario especificar en la ecuación el estado de agregación en el que se encuentran tanto los reactivos como los productos.

Así, si se trata de un gas se usa (g), un líquido (l), un sólido (s), una solución (sol) y una disolución acuosa (ac). Por ejemplo,

El número que va antes de la fórmula química se llama coeficiente estequiométrico, y nos indica el número de moles de ese elemento o compuesto que intervienen en la reacción. En la reacción anterior, 1 mol de zinc, sólido, reacciona con 2 moles de ácido clorhídrico, en solución acuosa, para producir 1 mol de cloruro de zinc, en solución, y 1 mol de hidrógeno, gaseoso.

Frecuentemente es necesario especificar que ha ocurrido un cambio de estado, para lo cual se emplean flechas. Así, una flecha hacia arriba (↑) junto al elemento o al compuesto, indica desprendimiento de gas, una flecha hacia abajo (↓) simboliza formación de un precipitado. Por ejemplo,

EJERCICIO

1. Indica cuáles de los siguientes cambios son reacciones químicas. Explica tu respuesta.

• Se evapora agua.________________________________________________________________________________

• Un trozo de hierro se oxida.________________________________________________________________________

• Se disuelve azúcar en agua.________________________________________________________________________

• Se comprime el gas que hay dentro de una jeringa._____________________________________________________

¿Cuándo se dice que ha sucedido una reacción química? Dé algunos ejemplos.

2. ¿A qué se llama ecuación química? Dé algunos ejemplos.

3. Tomando como base las siguientes ecuaciones químicas:

a. PbCl2 (ac) + H2S(g) PbS + 2HCl(ac)

b. 2AgBr(s) + Cl2(g) 2AgCl(s) + Br2(g)

Explique sus significados, teniendo en cuenta aspectos relacionados con reactivos, productos, flechas y símbolos entre paréntesis.

DESARROLLO DE LA TEMATICA:

REACCIONES QUÍMICAS

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un 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.

· REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras.

EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.

Las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

· LA ECUACIÓN QUÍMICA

En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

HCl + NaOH NaCl + H2O

Reactivos productos

Características de la ecuación:

1. Indica el estado físico de los reactivos y productos (l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución).

2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos, colocándolos encima o debajo de la flecha que separa reactivos y productos.

EJEMPLO:

6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2

Luz solar

3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía

4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen.

EJEMPLO:

2H(g) + O2(g) 2H2O (l ) +  136 kcal

5. Si hay una delta sobre la  flecha   indica que se suministra calor a la reacción;

EJEMPLO:

KClO3 KCl + O2

· TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en: 

1. Composición o síntesis: Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto más complejo.

Ejemplo: 2CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac)

A + B AB

2. Descomposición o análisis: Ocurre cuando una sustancia compleja se descompone en otras más sencillas. Esto se logra mediante calentamiento o aplicando una corriente eléctrica.

Ejemplo: 2HgO(s)  2Hg(l) + O2(g)

AB A + B

3. Desplazamiento: Un átomo sustituye o reemplaza a otro en una molécula.

Ejemplo: CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

A + BC AC + B

4. Intercambio o doble desplazamiento: Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan.

Ejemplo: K2S + MgSO4 K2SO4 + MgS

AB + CD AD + BC

1. Reacción endotérmica: Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.

Ejemplo: 2NaH 2Na(s) + H2(g)

2. Reacción exotérmica: Es aquella que desprende calor cuando se produce.

Ejemplo: 2C (grafito) + H2(g) C2H2 (g) + ΔH=54.85 kcal

3. Neutralización: En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.

Ejemplo: H2SO4 (ac) + 2NaOH(ac) Na2SO4(ac) + 2H2O(l)

8. Sin transferencia de electrones: Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otras sustancias. No hay intercambio de electrones. Ejemplo: Reacciones de doble desplazamiento.

H+1Cl-1 + Fe+2S-2 Fe+2Cl-12 + H+12S-2

9. Con transferencia de electrones (REDOX): Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos.

Ejemplo: Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento.

  K+1Cl+5O4-2 K+1Cl-1 + O2-2

NORMAS PARA CALCULAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN EN COMPUESTOS

En la formulación de un compuesto conviene tener en cuenta las siguientes normas:

1. El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no combinado) siempre es cero, no importa cuán complicada sea su molécula.

2. Un compuesto siempre está formado por unos elementos que actúan con número de oxidación positivo y otros con número de oxidación negativo.

3. Al escribir la fórmula del compuesto se coloca primero el o los elementos que actúen con número de oxidación positivo.

4. En todo compuesto, la suma algebraica de los números de oxidación de sus elementos multiplicados por los subíndices correspondientes de los mismos, debe ser igual a cero. Por ejemplo, en la fórmula del óxido de aluminio: Al2O3, el aluminio tiene número de oxidación +3 y el oxígeno -2 de manera que: 2 (+3) + 3 (-2) = 5

5. Cuando todos los subíndices de una fórmula son múltiplos de un mismo número, se pueden dividir entre este número, obteniéndose así la fórmula simplificada del compuesto. Por ejemplo, H2N2O6 se debe escribir HNO3.

6. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un ion debe ser igual a la carga del ion. Por ejemplo, en el ion carbonato, (CO3) = +4 + (3x-2) = - 2.

Número de oxidación de algunos elementos comunes

1. El oxígeno actúa con número de oxidación - 2, excepto en los peróxidos donde presenta - 1 y en el fluoruro de oxígeno (F2O) donde tiene un número de oxidación atípico de +1, debido a la gran electronegatividad del flúor (4,0).

2. El hidrógeno actúa con número de oxidación +1, excepto en los hidruros, donde presenta un número de oxidación de - 1.

3. Los metales de los grupos I, II y III siempre tienen números de oxidación de +1, +2 y +3, respectivamente.

4. Los metales de transición presentan, por lo regular dos o más números de oxidación positivos, según el número de electrones que entreguen. Por ejemplo, el cobre tiene dos números de oxidación +1 y +2, mientras que el cromo tiene tres números de oxidación: + 6, +3 y +2.

CIERRE: REFLEXIÓN Y EVALUACION DEL APRENDIZAJE:

ACTIVIDAD 2

1. Clasifique las siguientes ecuaciones, según correspondan a reacciones de combinación, descomposición, doble descomposición o desplazamiento.

a.N2 + 3H2 2NH3

b.CaCl2 + 2NaOH Ca(OH)2 + 2NaCl

c.2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2

d.2NO + O2 2NO2

e.NaCO3 10H2O Na2CO3 + 10H2O

f.2FeCl3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + 6HCl

g.H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

h.C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2

2. Determine el número de oxidación de cada elemento en las siguientes ecuaciones químicas. Identifique qué elementos han cambiado su número de oxidación y cuáles corresponden a reacciones redox.

a. 2HNO3 + 3H2S 2NO + 3S + 4H2O

b. HCl + KOH KCl + H2O

c. H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

d. 3CuO + 2NH3 N2 + 3H2O + 3Cu

e. NaOH + H2S NaHS + H2O

f. 2KClO3 2KCl + 3O2

TERCERA ACTIVIDAD

INICIO: BALANCEO DE ECUACIONES

El químico francés Lavoisier, empleando sistemáticamente la balanza comprobó que la cantidad de materia que interviene en una reacción química permanece constante, antes, durante y después de producida la transformación. Esto quiere decir que, en un sistema en reacción, la suma de las masas de las sustancias que intervienen como reactantes es igual a la suma de las masas de las sustancias que aparecen como productos. Este enunciado se conoce como la ley de la conservación de la masa.

Balancear una ecuación es realmente 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 equilibrar ecuaciones:

DESARROLLO DE LA TEMATICA:

Cómo se balancea una ecuación

Para balancear o equilibrar una ecuación es necesario colocar coeficientes numéricos que antecedan a las fórmulas correspondientes a los reactivos y productos involucrados, de tal manera que, al hacer el conteo de los átomos, este número sea igual a ambos lados de la ecuación. Por ejemplo, se tiene la reacción,

Como se puede observar, la masa al inicio de la reacción es de 200,5 g, y al final es de 232,5 g. Esto indica que la ecuación no está balanceada. Luego, para tener el mismo número de átomos de cada clase a ambos lados de la ecuación, debemos tener dos moléculas de HgO y dos átomos de mercurio (Hg). De ahí que la ecuación correcta sea:

2HgO(s) -------- 2Hg(l) + O2(g)

MÉTODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES

Existen varios métodos para llegar a este resultado. Veamos.

1. Método de inspección simple o de tanteo

Para ilustrar paso a paso el procedimiento a seguir, analizaremos la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de calcio, con producción de óxido de calcio y agua.

Paso 1. Plantear la ecuación para los reactivos y productos:

HCl + Ca(OH)2 ----CaCl2 + H2O

Paso 2. Comprobar si la ecuación química está balanceada. Para ello se verifica si el número de átomos de cada clase es igual en los reactivos y en los productos. En nuestro ejemplo tenemos:

a. Reactivos: 3 átomos de H, 1 átomo de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O.

b. Productos: 2 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 1 átomo de O.

Vemos que la ecuación química no está balanceada.

Paso 3. Ajustar la ecuación química colocando coeficientes delante de las fórmulas de los reactivos y de los productos. Como existen dos átomos de cloro en los productos y solo uno en los reactivos, se coloca un dos como coeficiente del HCl. Ahora, hay cuatro átomos de hidrógeno en los reactivos y solo dos en los productos, por lo que es necesario colocar un dos delante de la molécula de agua. Con estos coeficientes la ecuación queda:

2HCl + Ca(OH)2 -----CaCl2 + 2H2O

Es importante tener presente que por ningún motivo se pueden variar los valores de los subíndices en las fórmulas, pues de lo contrario estaríamos alterando la constitución química de las sustancias y por consiguiente, los materiales involucrados en la reacción perderían su identidad. Observa que para balancear los átomos de H se coloca un dos delante de la molécula de agua: 2H2O, y no H4O2.

Paso 4. Comprobar que la ecuación química haya quedado balanceada (figura 27). Para ello se comprueba si el número de átomos de cada clase es igual en los reactivos y en los productos, de forma similar a como se procedió en el paso 2.

a. Reactivos: 4 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O.

b. Productos: 4 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O.

Paso 5. Escribir la ecuación química balanceada:

2HCl + Ca(OH)2 ----CaCl2 + 2H2O

Ejemplo 2: N2 + H2 NH3

En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento. 

N2 + H2 2NH3

Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante: 

N2 + 3H2 2NH3

La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.

Ejemplo 3 :

En este ejemplo se equilibran todos los metales, luego los no metales y por último se equilibran el hidrógeno y el oxígeno:

Fe(HCO3)3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

Iniciamos equilibrando el elemento metal, hierro. Encontramos un átomo de este elemento en los reactivos y 2 átomos en los productos. Colocamos coeficiente 2 al

Fe(HCO3)3

2Fe(HCO3)3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

Seguimos con los no metales azufre y carbono. Hay 1 átomo de azufre en los reactivos y 3 átomos en los productos. Le colocamos coeficiente 3 al H2SO4. Existen 6 átomos de carbono en los reactivos y 1 en los productos. Asignarnos coeficiente 6 al CO2

2Fe(HCO3)3 + 3H2SO4 Fe2(SO4)3 + 6H2O + 6CO2

Finalmente vamos a equilibrar hidrogeno y oxígeno. Existen 12 átomos de hidrógeno en los reactivos y 2 átomos en los productos. Colocamos coeficiente 6 al H2O. Para el oxígeno, encontramos que ya se encuentra equilibrado, hay 30 átomos de este elemento tanto en reactivos como productos.

CIERRE: REFLEXIÓN Y EVALUACION DEL APRENDIZAJE:

ACTIVIDAD 3

1. Clasificar y equilibrar las siguientes ecuaciones químicas, por el método de ensayo y error

a. Al (OH)3 Al2O3 + H2O

b. H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + H2O

c. CaC2 + H2O Ca (OH)2 + C2H2

d. Al + Cr2O3 Al2O3 + Cr

e. KClO3 KCI + O2

f. C4H10 + O2 CO2 + H2O

g. NH3 + O2 NO + H2O

h. ZnCO3 + H3PO4 Zn3(PO4)2 + H2CO3

i. Al + O2 Al2O3

k. H2S + O2 H2O + SO2

l. NaOH + NH4 CI + AgCl Ag(NH3)2 Cl + NaCI + H20

m. N2O5 NO2 + O2

ME PREPARO PARA LAS PRUEBAS SABER 11

RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 A 6, DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN.

Columna

1

2

3

Fila 1

NaOH

CaO

C

Fila 2

A

Fe2O3

NaCl

Fila 3

Al(OH)3

B

CaBr2

1. De acuerdo con la tabla es correcto afirmar que las sustancias de la:

A. Columna 1 y 2 tienen el mismo grupo funcional

B. columna 3 tiene propiedades similares

C. Fila 1 tiene las mismas propiedades, porque tienen un átomo de oxigeno

D. Fila 3 son isómeros

2. Corresponde a la formula del fosfato de calcio:

A. CaPO4

B. CaP

C. CaPO2

D. Ca3(PO4)2

3. Se clasifican como ácidos:

A. CaO y NaOH

B. KOH y H2O

C. HCl y HClO

D. Mg(OH)2 y H2O2

4. Es un Ion poliatómico:

A. (SO4)-2

B. Na+

C. NaOH

D. H2SO4

5. El hidróxido ferroso Fe(OH)2, podría ubicarse en la tabla en:

a. B

b. A

c. D

d. C

6. Los siguientes compuestos: MgCl2 Ca(OH)2 , Na2O, por sus características deben ubicarse respectivamente en las casillas:

a. A , B y C

b. C, B y A

c. B, C y A

d. C, A y B

7. KOH + HCl KCl + H2O

La sal resultante de la reacción anterior, es un cloruro porque:

A. El cloro cambia su número de oxidación

B. Se produjo agua en al reacción

C. proviene del ácido clorhídrico

D. proviene del hidróxido de potasio

RESPONDA LAS PREGUNTAS 8 A 11 DE ACUERDO A LA SIGUIENTE INFORMACIÓN

Aniones

Cl-1

O-2

C

F-1

Cationes

Mg+2

MgCl2

MgO

Mg(OH)2

D

Fe+2

A

FeO

Fe(OH)2

FeF2

Na+1

NaCl

B

NaOH

NaF

8. Corresponde a C :

A. OH2

B. OH

C. (OH)+1

D. (OH)-1

9. Corresponde a A :

A. FeCl2

B. FeCl

C. Fe2Cl

D. FeCl3

10. Corresponde a B ser:

A. Oxácido

B. Oxido

C. Peróxido

D. Hidróxido

11. El compuesto D es :

A. Ácido

B. Oxisal

C. Sal binaria

D. Anhídrido

12. según el sistema stock, el compuesto Fe2O3 se llama:

A. oxido ferroso

B. Óxido de hierro (III)

C. Oxido de hierro (II)

D. Oxido férrico

13. la fórmula que representa un oxido básico es:

A. CO2

B. Na2O

C. Cl2O3

D. CaSO4

14. la fórmula que representa una sal ácida

A. NaHSO4

B. Na2SO4

C. NaCl

D. HCl

15. La fórmula correcta para el hidroxido cúprico es:

A. Cu2O

B. Cu(OH)2

C. CuOH

D. Cu(OH)3

16. El hidróxido Al(OH)3 , en el sistema stock se puede nombrar como:

A. Hidróxido aluminico

B. Hidróxido de aluminio (II)

C. Hidróxido trialuminico

D. Hidróxido de aluminio (III)

17. puede formar ácidos al reaccionar con el agua:

A. SO2

B. K2O

C. H2O2

D. Ca(OH)2

18. Se produce un oxácido cuando reaccionan:

A. HCl + NaOH

B. N2O3 + H2O

C. Na + H2O

D. K + H2O

19. La reacción que indica la obtención de una sal es:

A. HCl + H2O

B. O2 + KOH

C. H2SO4 + Cu(OH)2

D. SO2 + H2O