Quimica-1º investigación

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1.- Definición de galvanoplastía o galvanostegia.

Proceso en virtud del cual, por medio de la electricidad, se deposita un metal sobre otro. Se hace dimanar una corriente eléctrica de las placas sumergidas (ánodos) hacia el objeto que se ha de galvanizar, a través de una solución de sales metálicas (electrólisis). Los ánodos son del mismo metal que la electrólisis y se disuelve en ella lentamente. Los iones de metal son atraídos por los objetos que se galvanizan y se despojan aquí de sus cargas eléctricas y se depositan sobre sus superficies. Plata, níquel, cobre y cinc son los metales más generalmente utilizados en este proceso.

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• Página visitada el día lunes 12 de septiembre del 2005.

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2.- Conceptos de ecuación química y reacción química. Elementos. Ejemplos.

Ecuación Quimica:

Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan o reactivos, las que se obtienen o productos y nos indican además las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción.

Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas(O2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El "+" se lee como "reacciona con"

La flecha significa "produce".

Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos.

A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos.

Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).

Reacción Quimica: Proceso durante el cual una sustancia (o sustancias) cambian para formar una o más sustancias nuevas.

ANHIDRIDO CARBONICO + AGUA => ACIDO CARBONICO

• Ecuación Quimica http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuación_química
• http://alipso.com/monografias/reaccionesquimicas/
• Reaccion Quimica http://www.quimika.com/secciones/diccionario.htm

3.- Diferencia entre estos dos conceptos.

- Reacción química puede ser escrita u oral mientras la ecuación química es la representación escrita y simbólica de la reacción química.

4.- Criterios para clasificar las reacciones químicas:

• De acuerdo a la forma de su ecuación cinética:
• En función al número de fases:
• En función de su complejidad:
• En relación al equilibrio:
• De acuerdo al calor:

http://www.sos-ciencia.com.ar/transformacionesfisicasyquimicas.php

5.- Cuadro para clasificar las distintas reacciones químicas.

Clasificación de las distintas reacciones
Criterio	Clases	Característica
De acuerdo a la forma de su ecuación cinética:	Elementales	Concentraciones de los reactantes con exponentes iguales a los coeficientes estequiométricos
	No elementales	Concentraciones de los reactantes con exponentes diferentes a los coeficientes estequiométricos
En función del número de fases:	Homogéneas	Una sola fase
	No homogéneas	Más de una fase
En función de su complejidad:	Simples	Una sola ecuación estequiométrica, A + B ------> R).
	Múltiples	Complejas, no basta una sola ecuación estequiométrica
En relación al equilibrio:	Irreversibles	(Conversión total).
	Reversibles	(Se llega al equilibrio antes de que se alcance el 100 % de conversión).
De acuerdo al calor:	Exotérmicas	Son aquellas en las que la reacción está acompañada por la liberación de energía.
	Endotérmicas	Son aquellas en las que la reacción está acompañada por la absorción de energía.

Clases de Reacciones químicas
COMBINACION O SÍNTESIS	Ocurre cuando se unen dos o mas sustancias para formar otra sustancia, cuyas moléculas son el resultado de una reagrupación de átomos de los reactivos. A + B ------------- A B * Ejemplo: 2H2 + O2------------- 2H2O
DESCOMPOSICION	Ocurre cuando a partir de un compuesto se producen dos o mas sustancias. AB------A + B *Ejemplo: CaCo3 ----------------CaO + CO2
DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN	En estas reacciones, un elemento sustituye y libera a otro elemento presente en el compuesto. A + BC------------------AC + B Ejemplo: 2NaI + Br2-----------2NaBr + I2
INTERCAMBIO O DOBLE SUSTITUCIÓN	Al reaccionar dos compuestos intercambian elementos y se producen dos nuevos compuestos. AB + CD----------------- AC + BD * Ejemplo: HCl + NaOH-----------NaCl + H2O

- Monografías.com.” Estructura atómica”. Disponible en: http://www.monografias.com/trabajos11/tdequim/tdequim.shtml#REACC

6. Escribe 5 ejemplos de cada una de las clases de reacciones quimícas con sus respectivas ecuaciones y nombres.

7.Metodos para balancear una ecuación quimíca:

a)El metodo de tanteo: Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

b)Balanceo de ecuaciones por el método de redox(oxireducción):Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

BALANCEO DE ECUACIONES	CAMBIO EN ELECTRONES	CAMBIO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN
Oxidación	Perdida	Aumento
Reducción	Ganancia	Disminución
Agente oxidante ( sustancia que se reduce)	Gana	Disminuye
Agente reductor ( sustancia que se oxida)	Pierde	Aumenta

*Como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.

- El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente :

(a) Se escribe la ecuación del proceso.Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.

(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.

(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.

(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.

(e) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.

c) Método de Ion electrón: Los pasos de este método son los siguientes:

a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.

b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.

c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras . puede añadirse H₂O y H⁺ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H₂O en el miembro. Luego se emplean H⁺ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH^-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H₂O en el mismo miembro y 2OH^- en el otro miembro .

d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al numero de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.

e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.

f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.

g) Simplificar los coeficientes.

d) Balanceo de ecuaciones por el método algebraico:Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos:

1) A cada fórmula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:

Fe + O_2---- Fe₂O₃

A B C

2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica

Para el Fierro A = 2C

Para el Oxigeno 2B = 3C

3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C

Por lo tanto si C = 2

Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:

2B = 3C

2B = 3(2)

B = 6/2

B = 3

Los resultados obtenidos por este método algebraico son

A = 4

B = 3

C = 2

Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación

4Fe + 3O₂ --- 2 Fe₂O₃

http://html.rincondelvago.com/balanceo-de-ecuaciones-quimicas.html

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/reacciones_quimicas.htm

http://www.cifn.unam.mx/LaCienciaEnTuEscuela/PresentaciónOxido-reducción.ppt

http://www.angelfire.com/band/ajrivera/Balanceo.htm

http://www.cyberolimpiadas.com.sv/cyber_2005/ejemplo_anteproyecto.doc

http://www.quimicayciencias.cjb.net/

8.Explica el proceso de cada uno de los métodos utilizando dos ejemplos .Describe la terminologia:

a) Método de Tanteo:

EJEMPLO:

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

+

H2

→

2NH3

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

b) Método Redox:

EJEMPLO:

(a) Se escribe la ecuación del proceso.Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.

Mn+4O2-2

+

H+1 Cl-1

→

Mn+2Cl2-1

+

Cl20

+

H2+1O-2

(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.

Mn+4	+	2e-	→	Mn+2
2Cl-1	+	2e-	→	Cl20

(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.

(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.

MnO2

+

2HCl

→

MnCl2

+

Cl2

+

H2O

(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.

MnO2

+

4HCl

→

MnCl2

+

Cl2

+

2H2O-

Ejemplo:

(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO₃ a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H₂S a 0 en S.

(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:

N+5	+	3e-	→	N+2			( cambio de -3)	(2a)
		S-2	→	S0	+	2e-	( cambio de +2)	(2b)

(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3

2N+5	+	6e-	→	6N+2			(3a)
		3S-2	→	3S0	+	6e-	(3b)

(4) Por tanto, el coeficiente del HNO₃ y del NO es 2, y el del H₂S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;

2HNO3

+

3H2S

→

2NO

+

3S

(4a)

(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO₃ y 6 del H₂S) deberán formar 4H₂O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:

2HNO3

+

3H2S

→

2NO

+

3S

+

4H2O

(4a)

c) Método de Ion electrón:

Ejemplo:

Cr2O7-2

+

Fe+2

→

Cr+3

+

Fe+3

(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:

Cr2O7-2	→	Cr+3	( para el agente oxidante)	(1a)
Fe+2	→	Fe+3	( para el agente reductor)	(1b)

(2) Se efectúa el balanceo de átomos . La semirreacción (1a) exige 7H₂O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H⁺ a la izquierda para igualar los H⁺. La (1b) está balanceada en sus átomos:

Cr2O7-2	+	14H+	→	2Cr+3	+	7H2O	(2a)
Fe+2	→			Fe+3			(2b)

(3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es ⁺12 y en el lado derecho es ⁺6; por tanto deben añadirse 6e^- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e^- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:

Cr2O7-2	+	14H+	+	6e-	→	2Cr+3	+	7H2O	(3a)
				Fe+2	→	Fe+3		e-	(3b)

(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:

Cr2O7-2	+	14H+	+	6e-	→	2Cr+3	+	7H2O	(4a)
				6Fe+2	→	6Fe+3		6e-	(4b)

(5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones:

Cr2O7-2

+

14H+

+

6Fe+2

→

2Cr+3

+

7H2O

+

6Fe+3

d) Método algebraico:

EJEMPLO:

HCl + KmNO₄ KCl + MnC_l2 + H₂O + C_l2

A B C D E F

A = 2E

Cl) A = C + 2D + 2F

B = C

Mn) B = D

O) 4B = E

Si B = 2

4B = E

4(2) = E

E = 8

B = C

C = 2

B = D

D = 2

A = 2E

A = 2 (8)

A = 16

A = C + 2D + 2F

16 = 2 + 2(2) + 2F

F = 10/2

F = 5

16HCl + 2KmNO₄ 2KCl + 2MnC_l2 + 8H₂O + 5C_l2

9. Escribe 5 ejemplos De ecuaciones con cada uno de los metodos para balancear ecuaciones quimicas:

10.- Investiga como se construyen equipos minimos de galavanoplastia, los materiales que se necesitan y todo lo referente para su aplicación:

Galvanoplastia:

* Materiales:

- Sulfato cúprico, también llamada “Piedra azul”

- Una laminilla de cobre.

- Un recipiente de vidrio.

- Una batería de 12 v, o un transformador de energía.

- 2 cables.

- 2 varillas de vidrio o madera.

- Agua destilada.

- Un agitador o cuchara.

- Un clavo o metal de fierro.

*Procedimiento:

* Previamente se debe lijar y limpiar de grasa el clavo o tornillo.

* Se prepara la solución de sulfato cúprico y agua, agregando cucharadas de sulfato cúprico y removiendo constantemente hasta que ya no pueda disolverse.

* El tamaño de la laminilla de cobre depende del recipiente, puesto que la lámina no debe hacer contacto con el recipiente, si no, estar suspendido en el agua, con la ayuda de los cables y las varillas.

* Se pelan los cables y se unen a los polos de la batería o transformador. Hay que tener en cuenta que la laminilla de cobre debe estar unida al cable del polo positivo o ánodo, y el tornillo o clavo, al cátodo o polo negativo.

* Colocamos las varillas encima del recipiente, de modo que sirva de soporte para que el cable del cobre y del tornillo queden sumergidos en la solución, pero sin hacer contacto con las paredes del recipiente. Si es necesario sujetamos las varillas y los cables con cintas adhesivas.

* Por último, conectamos a la batería o encendemos el transformador a 12 voltios. Al instante se observa un burbujeo y en pocos segundos se aprecia que el objeto ya se ha recubierto.

En este proceso se realiza la siguiente reacción:

Cu SO₄ + Fe + Cu -----> FeCu + Cu SO₄

11.- Escribe un vocabulario donde se encuenten las definiciones de todas las palabras encontradas durante la investigación.