Área: Ciencias Naturales
Asignatura: Química I Docente: MC. Jesús Pérez Arcos
Fecha: 21/11/12
Alumno: Grupo:
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS Y TIPOS DE REACCIONES INDICADORES DE DESEMPEÑO: Identifica las características de las reacciones químicas. Interpreta la información expuesta en una ecuación química y la aplica para clasificar las reacciones. Utiliza diferentes métodos para balancear ecuaciones químicas. Reconoce la utilidad y efectos contaminantes que generan algunas sustancias químicas en l a industria.
INTRODUCCIÓN En la natura naturalez leza a ocurre ocurren n a diario diario numero numerosos sos cambio cambioss llamad llamados os reacci reaccione oness químic químicas as (trans (transfor formac macion iones es de la materia en donde las propiedades físicas y químicas de los reaccionantes o reactivos, cambian en relación con los produc productos tos), ), que se repres represent entan an median mediante te ecuaci ecuaciones ones quím químic icas as,, esta estass últi última mass cont contie iene nen n gran gran cant cantid idad ad de información que es fundamental en el avance y estudio de la ciencia; esa información puede ser sobre el carácter físico de los reactivos y de los productos, de cantidades de energía absorbidas o liberadas y de cantidades de materia reaccionando para producir nuevas sustancias. Podemo Podemoss encont encontrar rar muchos muchos ejemplo ejemploss de reacci reaccione oness quím químic icas as:: los los alim alimen ento toss se conv convier ierte ten n en ener energí gía a en nuestro cuerpo; el nitrógeno y el hidrógeno se combinan para formar amoníaco que se utiliza como fertilizante; una baterí batería a adecua adecuada da produc produce e la energí energía a necesar necesaria ia para para encender un carro.
Las ecuaciones químicas son expresiones 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:
LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS En todas las reacciones químicas la materia experimenta trans transfo form rmac acio ione ness que que modif modifica ican n la estr estruc uctu tura ra de las las sustancias iniciales, o reactivos, y producen sustancias nuevas, o productos. En estos cambios pareciera que la materia "desaparece" y "aparece". Pero, ¿qué sucede con la masa asa cuan cuando do los los react eactiv ivos os se tran transsfor forman man en productos? La respuesta a este interrogante interrogante fue establecida en 1785 por el químico francés Antoine Lavoisier (1743-1794), a través de la ley de la conservación de la materia. La experimentación metódica realizada por Lavoisier le permitió determinar que, en una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, lo que puede resumirse de dos maneras: En toda toda reacc eacció ión n quím químic ica, a, la masa masa tota totall de las las sustancias reaccionantes es igual a la masa de los productos. 2. La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma 1.
De igual manera en 1799, el químico francés Joseph Louis Proust demostró que una sustancia llamada carbonato de cobre, preparada en el laboratorio u obtenida de fuentes naturales, naturales, contenía los mismos mismos tres elementos (cobre, carbono y oxígeno) y siempre en las mismas proporciones en masa. Proust Proust concluyó concluyó que un compuesto compuesto siempre siempre contenía elementos en ciertas proporciones definidas, y en ninguna otra combinación. A esta generalización la llamó ley de las proporcion proporciones es definidas definidas: a veces se le llama ley de la composición constante.
Reacciones exotérmicas y reacciones endotérmicas: Dura Durant nte e las las reac reacci cion ones es quím químic icas as pued puede e prod produc ucir irse se absorción o liberación de energía. Esto indica que tanto los reaccionantes como los productos contienen calor que es característico de su masa. El contenido de calor es una medi medida da de la ener energí gía a que que está está acum acumul ulad ada a por por una una sustancia durante su formación. Reacciones endotérmicas: son aquellas reacciones que absorben calor, lo que significa que la energía de las moléculas de los productos (EP) es mayor que la energía de las moléculas de los reaccionantes (ER). La reacción para obtener N 2O es un proceso endotérmico que requiere calor para unir al nitrógeno y el oxígeno, la cantidad de calor se representa en Kcal. 2N2(g) + O2(g) + 39 Kcal
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Balanceo de ecuaciones químicas y tipos de reacciones
2N2O(g)
La combustión del metano es una reacción de tipo exotérmico: CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g) + 213 Kcal
Otros ejemplos de reacciones exotérmicas son la fermentación y la respiración celular.
Reacciones exotérmicas: son aquellas reacciones donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de los productos (EP) es menor que la energía de las moléculas de los reaccionantes (ER).
NOMBRE
EXPLICACIÓN
EJEMPLO A + B → C
Composición o síntesis
Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto
Descomposición o análisis
Ocurre cuando una sustancia se descompone en sus partes más simples
C→A+B 2KClO3 → 2KCl + 3O2 CaCO3 CaO + CO2
Desplazamiento simple
Un átomo sustituye a otro en una molécula
AB + C → CB + A 2NaI + Br 2 → 2NaBr + I2 Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Intercambio o doble desplazamiento
Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan
AB + CD → AD + CB HCl + NaOH → NaCl + H 2O NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
∆
ACTIVIDADES A. Según el tipo de reacción que ocurra, clasifica cada una de las siguientes ecuaciones: Mg + O2 → MgO 2. Hidróxido de cúprico + ácido fosfórico → fosfato cúprico + agua 3. Al + HCl → H2 + AlCl3 4. Clorato de sodio → cloruro de sodio + oxigeno 5. C2H5OH + O2 → CO2 + H2O + E 6. I2 + H2 + E → 2HI 1.
B.
Al acercar una cerilla prendida a una corriente de hidrógeno, esta arde con una llama poco luminosa. Si en la parte superior de la llama se coloca una superficie fría, veremos como se condensan gotitas de agua. Establecer la(s) ecuación(es) según la figura.
C. Completa las siguientes ecuaciones; en caso de que no se produzca reacción, indicarlo mediante las letras NR (no reaccionan)
Balanceo de ecuaciones químicas y tipos de reacciones
1. NaCl + Fe → 2. Se colocó calcio metálico en ácido clorhídrico 3. Zn + H2SO4 → 4. Se dejó caer un anillo de plata en un tanque de ácido sulfúrico 5. NaF + Cl2 →
El zinc, calentado con azufre en polvo (S 8), produce sulfuro de zinc 2. Se dejó un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II) 3. Se mezclan soluciones de cloruro de níquel(II) e hidróxido de potasio 4. El ácido sulfúrico neutraliza el hidróxido de potasio 1.
D. Completa y clasifica las ecuaciones que corresponden a las siguientes reacciones:
BALANCEO DE ECUACIONES Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el número de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisiere. Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones pero en este grado trabajaremos el balanceo por tanteo y por óxido – reducción. El año pasado trabajaste el método del tanteo. Por tal motivo este año centraremos nuestra atención en el método REDOX (óxido – reducción).
MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN Antes de entrar a balancear ecuaciones por el método redox, es necesario estudiar algunos conceptos básicos. Oxidación y reducción: oxidación es la pérdida de electrones o un
aumento en el número de oxidación de un elemento hacia un valor más positivo. Reducción es la ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación hacia un valor menos positivo.
Znº - 2e− → Zn2+ (oxidación) H+ + 1 e− → Hº (reducción)
Agente oxidante: es la sustancia que provoca la oxidación de otra.
Se distingue por que es la sustancia que toma o capta electrones siendo, en consecuencia, la sustancia reducida.
Pierde electrones ⇒ S.O. – A.R. Agente reductor : es la sustancia que provoca la reducción de otra.
Se distingue porque es la sustancia que libera o cede electrones siendo, por consiguiente, la sustancia oxidada.
Gana electrones ⇒ S.R. – A.O.
La corrosión: un metal se oxida cuando pierde electrones. Cuando este proceso es causado por los agentes atmosféricos, se llama corrosión. Las dos condiciones para que se produzca: que haya oxígeno y que haya humedad. El problema de la corrosión es agudo en el caso del hierro y del acero (Fe con 1% de C) pues la quinta parte de la producción mundial de acero se dedica a remplazar el inutilizado.
MÉTODO REDOX Como los procesos de oxidación-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente reductor sean los mismos que los aceptados por el agente oxidante. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.
3. Se determina el cambio de electrones por cada átomo y por todos los átomos de la molécula a partir de las variaciones en los números de oxidación. Para hacer esto es de mucha utilidad la siguiente tabla:
Las etapas a seguir serán ilustradas por medio de un ejemplo. Balancear la ecuación: Fe2O3 + CO → Fe + CO 2 1.
Determinar y asignar el número de oxidación para cada elemento, tanto en los reactivos como en los productos 4.
2. Se identifican los átomos cuyos números de oxidación cambian:
Se iguala la cantidad de electrones perdidos a la de ganados multiplicando dicho número de electrones por factores apropiados, que comúnmente basta con multiplicar estos mismos números en sentido cruzado
Balanceo de ecuaciones químicas y tipos de reacciones
2. 3.
Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + O2 N2H4 + H2O2 → N2 + H2O
G. Para cada una de las siguientes ecuaciones químicas determina • •
5. Asignar como coeficientes de las moléculas afectadas, los factores obtenidos en la etapa anterior.
2Fe2O3 + 6CO → Fe + CO2
•
•
6. Se termina de balancear la ecuación por tanteo:
Tipo de reacción química Números de oxidación de todos los átomos que forman cada compuesto Agente oxidante, sustancia reducida, agente reductor y sustancia oxidada Coeficientes apropiados para balancear la ecuación
El fósforo, P4, reacciona de manera espontánea con el bromo, produciendo tribromuro de fósforo 2. Na(s) + H2O(l) → NaOH(ac) + H2(g) 3. Ácido clorhídrico + hierro → cloruro férrico + hidrógeno 4. H2(g) + Fe2O3(s) → Fe(s) + H2O(l) 5. Hidróxido de magnesio + ácido hipobromoso → hipobromito de magnesio + agua 1.
2Fe2O3 + 6CO → 4Fe + 6CO2 En algunos casos, como en el presente, la ecuación es simplificable. Esta operación es importante, ya que la ecuación debe presentarse con los coeficientes enteros más pequeños posibles. Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
H. Balancea por óxido-reducción cada una de las siguientes ecuaciones químicas
ACTIVIDADES E.
Identifica el agente oxidante y el agente reductor en cada una de las siguientes reacciones 1. 2. 3. 4.
N2(g) + 2O2(g) → 2NO(g) H2 + Cl2 → 2HCl 2KClO3 → 2KCl + 3O2 2Fe3+ + 2I1- → 2Fe2+ + I2
1. 2. 3. 4. 5. 6.
F.
Identifica la sustancia oxidada y la sustancia reducida en cada una de las siguientes reacciones 1.
7.
HNO3 + H2S → NO + S + H 2O Óxido plúmbico + ácido clorhídrico → cloruro plumboso + cloro + agua NaCl + H2SO4 + MnO2 → Na 2SO4 + MnSO4 + H 2O + Cl2 Clorato de potasio + yoduro de potasio + agua → cloruro de potasio + yodo + hidróxido de potasio MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O CrCl3 + KOH + K + KClO3 → KCl + K 2CrO4 + H2O Cr 2S3 + Mn(NO3)2 + Na2CO3 → Na2CrO4 + Na2MnO4 + Na2SO4 + NO + CO2
H2S + H2SO4 → SO2 + S + H2O
REACCIONES REDOX EN LAS GAFAS Los cristales de las gafas que se oscurecen cuando la luz del sol se hace más intensa (vidrios fotocrómicos), contienen una dispersión de cloruro de plata (AgCl). La energía de la luz ocasiona una reacción redox que produce plata metálica, oscureciendo los cristales como consecuencia de un proceso igual al que tiene lugar en una placa fotográfica. Como la plata finamente dividida es negra, los cristales se oscurecen. En ausencia de luz ocurre el fenómeno contrario y los cristales recobran su claridad.
APORTES BIBLIOGRÁFICOS •
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Guzmán Mora, Nora Yolanda et al. Química 10. Química general e inorgánica. Santillana, Santafé de Bogotá, 1996, 2ª ed Leal Amaya, Julieth y Pérez, Nancy. Química, Ciclo V grado 10º. ITM, Medellín, 2006. Mora Penagos, William Manuel et al. Molécula I. Voluntad, Bogotá, 2003. Poveda Vargas, Julio César. Química 10º. Educar Editores, Bogotá. 2ª. ed. 1997.
Todos somos muy ignorantes. Lo que ocurre es que no todos ignoramos las mismas cosas. Albert Einstein 1879-1955. Científico nacido en Alemania, nacionalizado estadounidense.
Balanceo de ecuaciones químicas y tipos de reacciones
