SEMANA # 4 (clase # 4)
REACCIÓN Y ECUACIÓN
QUÍMICA
Profesora
Licda. QB Lucrecia C. de Leiva
Unidad Didáctica de Química
2015
1
Reacción Química
• Es un cambio ó fenómeno químico en donde
se observan manifestaciones que evidencian
que los átomos de una sustancia se
transforman en una o más sustancias nuevas,
con propiedades diferentes.
• Ej: El hierro en contacto con el oxígeno del
aire se oxida y produce óxido color rojo café.
• Fe + O2 → Fe2O3
2
Ecuación Química
• Describe la reacción química por medio de
Fórmulas Químicas que representan a los
Reactivos y los Productos donde se observa
que los átomos se conservan.
• Una ecuación química debe de cumplir la ley
de Conservación de la Materia, por lo que se
debe balancear (igual # de átomos en R y P).
• Fe + O2  Fe2O3
• Ya balanceada: 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3
3
Partes y símbolos de un Ecuación
Química
• Reactivos (átomos ó compuestos que
reaccionarán)
• Productos (átomos ó compuestos que se
formaron)
• Catalizador (altera la velocidad de reacción, no
es R ni P). Se coloca encima de la flecha.
• Se utilizan →, ↔, +, # como coeficientes y #
como subíndices ), estado físico (s), (l), (g) ó ↑,
(ac), ∆, catalizador sobre la flecha.
4
Manifestaciones de las reacciones
(se perciben por los sentidos)
• Cambio de color
• Cambio de temperatura
• Formación o desprendimiento de gas ó
burbujas
• Formación de un sólido ó precipitado
• Cambio de pH
• Liberación de olor
5
Tipos de Reacciones
• Reacción de Síntesis ó Combinación
A + B → AB
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
H2(g)+ Br2(g) → 2HBr(g)
CaO(s) + CO2 (g) → CaCO3 (s)
6
• Reacción de Análisis ó
Descomposición
AB → A + B
CaCO3 → CaO + CO2
2HgO → 2Hg + O2
2Al2O3(s) → 4Al(s) + 3O2(g)
2Cu(NO3)2 (s) → 2CuO(s) + 4NO2(g)+ O2(g)
7
• Reacción de Sustitución simple ó
Simple desplazamiento
A + BC → AC + B
Fe(s) + CuSO4 (ac)→ FeSO4(ac) + Cu (s)
Zn (s)+ 2HCl (ac) → ZnCl2 (ac) + H2 (g)
Mg + 2 AgNO3 → Mg(NO3)2 + 2Ag
8
• Reacción de Doble sustitución,
Doble desplazamiento ó Metátesis
AB + CD → AD + CB
AgNO3(ac) + NaCl (ac) →AgCl (s) + NaNO3(ac)
Al2(SO4)3(ac) +6KOH(ac) → 2Al(OH)3(s) + 3K2SO4 (ac)
CuO(s) + 2 HCl(ac) → CuCl2(ac) + H2O
9
• Reacción de Neutralización
ACIDO + BASE → AGUA + SAL
HCl (ac) + NaOH (ac) → H2O + NaCl (ac)
H2SO4 (ac) + 2KOH (ac)  K2SO4 (ac) + 2H2O
• Reacción de Combustión (compuestos
con C,H,O que se queman)
CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (g) + Energía
C2H5OH(l) + O2(g)  2CO2 (g) + 2H2O(g) + Energía
10
• Reacción Endotérmica (necesita
energía, en los reactivos, ∆, Kcal, enfría)
H2(g) + ½ O2(g) + 283 Kcal → H2O (l)
H2(g) + ½ O2(g) → H2O (l) △H =+283 Kca
• Reacción Exotérmica (libera energía en
los productos, ∆, Kcal, se calienta)
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+ 2 H2(g) + 192 Kcal
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2H2(g) △H=-192Kcal
11
• Reacción Irreversible (se realiza solo en una
dirección)
A → B (Todas las que vimos)
• Reacción Reversible (se realiza en dos
direcciones)
Directa A → B
A ⇄B
Inversa A ← B
CS2 (g) + 4 H2 (g)
⇄
CH4 (g) + 2 H2S (g)
12
Balanceo de Ecuaciones
• Procedimiento donde se escriben coeficientes
(# enteros delante de las fórmulas de los
símbolos ó compuestos) para igualar el # total
de átomos ó moléculas en cada lado de la
ecuación (Reactivos = Productos) y cumplir la
Ley de Conservación de la Materia.
• NO SE CAMBIAN LOS SUBÍNDICES.
• Utilizaremos los métodos de TANTEO y REDOX
13
Balanceo por Tanteo
No balanceada
Fe + O2  Fe2O3
• Colocar coeficientes que igualen el # de átomos
en los Reactivos y en los Productos en este orden:
1º Metales, 2º Nometales, 3º Hidrógenos, 4º Oxígenos
Balanceada
4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3
(coeficiente de reactivos 4 y 3, de productos 2)
14
Ejercicios
1) NaOH + H2S → Na2S + H2O
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)
KClO3 → KCl + O2
Mg(s) + N2 (g) → Mg3N2(s)
AgNO3+ BaCl2 → AgCl+ Ba(NO3)2
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
Cu(NO3)2 +Na2S → CuS+NaNO3
CH4 + O2 → H2O + CO2
BaCl2 + K2CO3 → BaCO3 + KCl
15
Número ó Estado de Oxidación
• Es un número entero positivo ó negativo que
se le asigna a cada átomo de un compuesto,
ión ó elemento. Indica cuantos electrones
gana, pierde ó comparten los átomo al
enlazarse y formar un compuesto.
• Al asignar # de oxidación, no se debe guiar
con la tabla periódica, sino con estas reglas.
16
Reglas para asignar números de
oxidación
1. Elementos libres (no formando compuesto) ó
diatómicos, # de oxid. = 0
Ej: H2 (H= 0) Cl2 (Cl= 0) Zn (Zn= 0) Ag (Ag= 0)
2. El H en compuestos, # de oxid.= +1 (excepto en
HM, hidruros = -1, no en programa).
Ej: H2S (H 2+1 S-2)
NH3 (N-3 H3+1)
3. El O en compuestos, # de oxid.=-2 (excepto
en H2O2 peróxidos = -1, no en programa).
Ej: CO2 (C+4 O-22)
SO3 (S+6 O-23)
17
4. Elementos con # de oxidación únicos.
columna IA # oxid= +1; IIA # oxid= +2;
IIIA # oxid= +3
5. La suma de todos los números de oxidación
de todos los átomos de un compuesto debe=0
Ej: H3BO3 (H=+1x3=+3) (B=+3x1=+3) (O=-2x3=-6)
(+3+3-6= 0)
6. Para un ión monoatómico su # oxid=su carga
Ej: Na+(Na=+1) Ca+2(Ca=+2) S-2(S=-2) Cl-(Cl=-1)
18
7. En un ión poliatómico, la suma de todos los #
de oxidación de todos los átomos debe ser
igual a la carga del ión.
Ej: (PO4)-3 (P=+5) (O=-2x4=-8); (+5-8=-3)
8. Para compuestos binarios XxYy, el subíndice x corresponde a Y. El subíndice +y corresponde
aX
Ej: Fe2S3
(Fe=+3 ; S=-2)
PCl 5
(P=+5 ; Cl=-1)
19
9. Si un no-metal es de columna par, puede trabajar
principalmente con números de oxidación pares, que
no sobrepasen su número de columna.
• Igual los de columnas impares.
Elemento
No. De Columna
# de Oxidación más comunes
C
IV (par)
± 2,4
S
VI ( par)
± 2, 4, 6
As
V ( impar)
± 3, 5
Cl
VII ( impar )
± 1,3,5,7
20
Ejemplos:
• H2SO4
H=+1
O=-2  S= +6
• H2SO3
H=+1
O=-2  S= +4
• HClO 4
H=+1
O=-2  Cl=+7
• Ni2(CO3)3
Ni=+3 y todo el CO3= -2
Entonces C=+4 O=-2
21
Resuelva los siguientes ejemplos
Cu ( NO3 ) 2
Cu
N
PbO2
Pb
O
KMnO4
K
Mn
NO2 -
N
O
KClO3
K
Cl
O
Na2SO4
Na
S
O
Co (OH)2
Co
O
H
Fe
P
O
Fe3 (PO4) 2
O
O
22
Descargar

S 04 Lucky original