reacciones y ecuaciones químicas
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1. Ecuaciones Químicas 2. Reacciones Químicas 3. Mecanismo de Reacción 4. Reacciones en Cadena 5. Balanceo de Ecuaciones Químicas 6. Bibliografía
I.- Ecuaciones Químicas:
Definición: Son expresiones matemáticasabreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción químicaen sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símboloso fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción:
A + BC ® AB + C
Ej.: La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es:
2 Mg + O2 ® 2 MgO
Reactantes Producto
Significado de las ecuaciones químicas:
a. Cualitativo: Indica la clase o calidadde las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio
b. Cuantitativo:Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos.
En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio, reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) .
Características de las Ecuaciones Químicas:
Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos.
Se debe indicar el estadofísico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente.
El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.
II.- Reacciones Químicas:
Definición: Son procesosquímicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambioes más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reaccionantes.
También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas a las que les dan origen.
Características o Evidencias de una Reacción Química:
Formación de precipitados. Formación de gases acompañados de cambios de temperatura. Desprendimiento de luzy de energía.
Reglas:
En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones) No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren simultáneamente. No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos obtenidos.
Ej. :
Na3N + 3H2O ® 3 NaOH + NH3
Tipos de Reacciones Químicas:
A.
o Reacciones de composición, adición o síntesis:
Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor masa molecular:
Ej. :
o Reacciones de descomposición:
Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas:
Ej. :
o Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.o Reacciones de simple sustitución:
Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.
Ej. :
.
o Reacciones de doble sustitución:
También se denominan de doble desplazamiento o metátesisy ocurren cuando hay intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes están en estado iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias que permanecen estables en el medio reaccionante:
Ej. :
o Reacciones Reversibles:
Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.
Ej. :
o Reacciones Irreversibles:
Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iniciales.
Ej. :
Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.
H. En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se libera o absorbe.
Reacciones Exotérmicas:
Cuando al producirse, hay desprendimiento o se liberade calor.
Ej. :
Reacciones Endotérmicas:
Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.
Ej. :
La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente:
En una reacción exotérmica la entalpía es negativa. En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.
La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente:
En una reacción exotérmica la entalpía es negativa. En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.
I. De acuerdo a su energía:B. De acuerdo a las sustancias reaccionantes:
A.
o Reacción de Haber:
Permite obtener el amoniaco partiendo del hidrógeno y nitrógeno¨
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
o Reacción Termoquímica:
En estas reacciones se indica la presión, temperatura y estadofísico de las sustancias:
o Reacción de Combustión:
En estas reacciones, el oxígenose combina con una sustancia combustible y como consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas puede presentar reacciones de combustión completas o incompletas:
o R. Completa: Cuando se forma como productofinal CO2 y H2O (en caso de sustancias orgánicas)
Ej. :
o R. Incompleta: Cuando el oxígeno no es suficiente, se produce CO y H2O, aunque muchas veces se produce carbón.
o Reacción Catalítica:
Se acelera por la intervención de sustancias llamadas catalizadores que permanecen inalterables al final de la reacción.
Catalizador: Sustancia que acelera la reacción. No reacciona. Se recupera todo
Ej. :
o Reacción REDOX:
Reacciones en donde hay variación de los estados de oxidación de las sustancias por transferencia de electrones.
o Reacción de Neutralización:
Consiste en la reacción de un ácido con una base.
III.- Mecanismo de Reacción:
Definición: Son las etapas en que ocurre una reacción química. La mayoría de las reacciones ocurren en varias etapas consecutivas, cada una de las cuales se denomina reacción elemental; el conjunto total de estas reacciones elementales, por las que transcurre una reacción global, se denomina mecanismo de reacción.
Según Fco. A. Villegas (Univ. de Colombia), para que se produzca una reacción química tal como:
Se requiere una serie de etapas intermedias o etapas sucesivas y simultáneas . Un posible mecanismo para la reacción mencionada es el siguiente:
o En la primera etapa la molécula de A2 se descompone en dos átomos iguales de manera rápida. o En la segunda etapa, la más lenta de todo el proceso, la molécula de B2 se divide también en dos
átomos .o En las etapas tercera y cuarta y que ocurren de manera simultánea, un átomo de A, se combina con
un átomo de B, para formar el compuesto AB de manera más rápida que la etapa segunda.o La suma algebraica de todas las etapas, resulta la reacción neta.
Como se aprecia, cuando una reacción ocurre en varias etapas, generalmente una de ellas, es más lenta que las demás, actuando como reguladora de la velocidadde reacción global,, tomando por ello el nombre de etapa determinante o controlante de la velocidad de reacción.
Ej. :
La reacción entre el cloruro de yodo y el hidrógeno, para formar yodo y cloruro de hidrógeno, si se realizara en una sola etapa, sería de tercer orden ( de segundo orden respecto al ICl y de primero respecto al H 2), pero se ha encontrado experimentalmente que la reacción es de primer orden para ambos reactivos, y por tanto, de segundo orden global. Esto se puede entender suponiendo que la reacción ocurre en dos partes o etapas, como las siguientes:
La primera reacción es lenta, comportándose como la controlante de la velocidad, la que explica los resultados experimentales. Como es lógico, cuando una reacción ocurre en varias etapas, la suma de estas reacciones parciales es igual a la reacción final.
IV.- Reacciones en Cadena:
Existen diversas reaccione químicas que ocurren en varias etapas, en las que además de formarse los productos, se regeneran los reactantes que dieron inicio a la reacción, formándose una especie de "cadena" en la que se repiten los eslabones, por lo que reciben el nombre de Reacciones en cadena.
En estas reacciones es frecuente la intervención de radicales libres, esto es, moléculas o átomos que tienen normalmente una valencia sin saturar.
Ej. : En la descomposición térmica del acetaldehído ocurre lo siguiente:
a) CH3CHO ® CHO + CH3(iniciación)
b) H3CHO + CH3 ® CH4 + CO + CH3 (propagación)
c) 2CH3 ® CH3 CH3(terminación)
El primer proceso, es una descomposición del acetaldehído en radicales formaldehído y metilo, produciéndose la reacción de iniciación de la cadena , (donde una molécula absorbe energía en forma de calor, luz o radiaciónultravioleta) dando inicio al proceso total y produciéndose además radicales metilo, que son los portadores de la cadena y que tras el segundo proceso, llamado de propagación de la cadena, ( se lleva a cabo mediante el proceso de los radicales libres, uniendo dos elementos y dejando uno libre)puede causar la descomposición de muchas moléculas de acetaldehído. Si no fuera por la reacción tercera, llamada de terminación de la cadena,(los átomos se unen y forman moléculas) en donde se combinan entre sí los dos radicales metilo, la reacción no concluiría hasta terminar todo el acetaldehído, porque un solo radical metilo lo podría descomponer todo, puesto que al hacerlo según el segundo proceso, se regeneraría metilo. También se puede considerar la cadena inhibidora cuando un átomo choca con determinada molécula inhibiendo toda la reacción. Veamos otro ejemplo:
En la ecuación :
V.- Balanceo de Ecuaciones Químicas:
Definición:Balancear una ecuación química es igualar el número y clasede átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la leyde conservación de la masa.
Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.
Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:
o Conocer las sustancias reaccionantes y productos.o Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.o Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.o El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente forman agua(sustancia de
relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.
Ej. :
2 H2SO4
Significa:
o Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)o En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno.
Métodos para Balancear Ecuaciones
Tenemos diferentes métodosque se utilizan según convengan, de acuerdo al tipo de reacción, las cuales pueden ocurrir:
o Sin cambio de estados de oxidación en ningún elemento reaccionante:
20. Ensayo y Error o Tanteo.
21. Mínimo Común Múltiplo.
22. Coeficientes Indeterminados o Algebraico.
o Algunos elementos cambian su valencia:
24. REDOX
25. Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.
1. - Balance por Tanteo:
Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al "cálculo" tratando de igualar ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo:
Balancear:
N2 + H2 ® NH3
o Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y el hidrógeno para obtener amoniaco.
o Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada.
o Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente en menos sustancias:
Primero balanceamos el nitrógeno:
N2 + H2 ® 2 NH3
o El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno:
N2 + 3 H2 ® 2 NH3.
o Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los denominadores. En este caso no ocurre.
Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así, para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que el número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros.
Balancear:
Al(OH)3 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2O
o Primero balanceamos el metal aluminio:
2 Al(OH)3 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2O
o Luego seguimos con el azufre:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2O
o Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado automáticamente:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 ® Al2(SO4)3 + 6 H2O
EJERCICIOS
Balancear por Tanteo:
1. Fe + HCl ® FeCl3 + H2
2. H2SO4 + Ca3 (PO4 )2 ® CaSO4 + H3PO4
3. CO2 + H2O ® C6H12O6 + O6
4. C3H8 + O2 ® CO2 + H2O
5. CaCO3 ® CaO + CO2
2- Balance por el Mínimo Común Múltiplo:
Veamos el siguiente ejemplo:
Balancear:
H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ® CaSO4 + H3PO4
o Se obtiene el número total de oxidación de los radicales halogénicos:
(SO4)2- = 2 ; (PO4)23- = 6 ; (PO4)3- = 3
o Se escriben los números de oxidación totales de los radicales, debajo de cada compuesto que los contiene:
H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ® CaSO4 + H3PO4
¯ ¯ ¯ ¯
2 6 2 3
o Se halla el MCM de los números que indican los estados de oxidación, en este caso el MCM es 6; luego se divide entre cada uno de ellos:
6/2 = 3 ; 6/6 = 1 ; 6/2 = 3 ; 6/3 = 2
o Estos cocientes son los correspondientes coeficientes de los compuestos de la ecuación, así :
3 H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ® 3 CaSO4 + 2 H3PO4
Balancear:
AlCl3 + KOH ® Al(OH)3 + KCl
o Escribimos los números de oxidación de los radicales halogénicos y básicos:
Cl31- = 3 ; (OH)1- ; (OH)3- = 3 ; Cl1- = 1
Entonces: AlCl3 + KOH ® Al(OH)3 + KCl
¯ ¯ ¯ ¯
3 1 3 1
o Como el MCM es 3, dividiendo obtenemos: 1 ; 3 ; 1 ; 3. Luego la ecuación balanceada será:
AlCl3 + 3 KOH ® Al(OH)3 + 3 KCl
EJERCICIOS
Balancear por el Mínimo Común Múltiplo:
1. FeCl3 + K4 [ Fe(CN)6 ] ® Fe4[ Fe(CN)6] 3 + HCl
2. H2SO4 + AlCl3 ® Al2(SO4)3 + HCl
3. CuCl2 + H2S ® CuS + HCl
4. Cu(NO3)2 + H2SO4 ® HNO3 + CuSO4
5. KClO3 ® KCl + O2
3. - Balance por Coeficiente Indeterminados.
Denominado también métodoalgebraico. Se trata de un método verdaderamente algebraico que se utiliza para balancear cualquier ecuación química. Las reglas para su aplicación las veremos con el siguiente ejemplo :
Balancear:
KOH + Cl2 ® ClK + KClO3 + H2O
o Se asignan coeficientes literales a cada uno de los elementos o compuestos presentes, así:
a KOH + b Cl2 ® c ClK + d KClO3 + e H2O
o Se igualan las cantidades de las sustancias reactantes con las sustancias del producto, mediante sus coeficientes, resultando una cantidad de ecuaciones equivalente a la cantidad de variables literales; así:
K ® a = c + d (1)
H ® a = 2e (3)
O ® a = 3d + e (2)
Cl ® 2b = c + d (4)
o Si faltara una ecuación, se da un valor numérico a una sola de las variables; si faltaran dos variables, se asignarían dos valores para dos variables. En este caso, se escoge la ecuación más simple y se le asigna un valor numérico a una incógnita; es aconsejable darle el valor 1, así:
En (3) ® e =1 ; luego a = 2e ® a = 2
Substituyendo valores en (2)
2 = 3d + 1 ® 2 – 1 = 3d ® 1 = 3d ® d = 1/3
Substituyendo valores e (1)
2 = C + 1/3 ® C = 5/3C
Substituyendo valores en (4)
2b = 5/3 +1/3 ® 2b = 6/3 ® b = 2/2 ® b = 1
o Cuando hay valores fraccionarios se prefiere eliminar los denominadores, multiplicando por el denominador apropiado ( en este caso por 3) :
e = 1 * 3 = 3
a = 2 * 3 = 6
d = 1/3 * 3 = 1
c = 5/3 * 3 = 5
b = 1 * 3 = 3
o La ecuación balanceada será :
6 KOH + 3 Cl2 ® 5 ClK + KClO3 + 3 H2O
Balancear:
K2Cr2O7 + HCl ® KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
o Escribimos los coeficientes incógnita:
a K2Cr2O7 + b HCl ® c KCl + d CrCl3 + e Cl2 + f H2O
o Igualamos las cantidades de las sustancias en ambos miembros:
K ® 2 a = c (1)
Cr ® 2a = d (2)
O ® 7a = f (3)
Cl ® b = c + 3d + 2 e (4)
H® b = 2f (5)
o Reemplazando valores se tiene:
Si a = 1 ® c = 2 (en 1),
d = 2 (en 2) ;
f = 7 ( en 3);
b = 14 ( en 5);
e = 3 ( en 4)
o Escribimos los coeficientes encontrados:
2. K2Cr2O7 + 14 HCl ® 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O
EJERCICIOS
Balancear por Coeficientes Indeterminados:
1. H2SO4 + HBr ® SO2 + H2O + Br2
3. - Ca3(PO4)2 + H2SO4 + H2O ® Ca(H2PO4)2 + CaSO4. 2H2O 4. H2 SO4 + NaCl + MnO2 ® H2O + NaHSO4 + MnSO4 + Cl25. HgS + HCl +HNO3 ® H2HgCl4 + NO + S + H2O6. I2 + HNO3 ® HIO3 + NO + S + H2O
4. - Balance REDOX.
Recordemos:
Oxidación:Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupode átomos pierde electrones. En una ecuación química se nota por el aumento algebraico en su estado de oxidación. Ej. :
Al0 ® Al 3+
Reducción:Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana electrones. En una ecuación química se distingue por la disminución en su estado de oxidación. Ej. :
Fe2+ ® Fe0
* Cada salto equivale a un electrón.
Ej. : Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido tres electrones. En cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos electrones.
En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El número de electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia.
Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman reductores.
Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan oxidantes.
El número de oxidación, representa el estado de oxidación de un átomo. Permite determinar la cantidad de electrones ganados o perdidos en un cambio químico por un átomo, una molécula o un ión. Se determina de la siguiente manera:
o Los iones simples como Na+ , Ca2+ , S2-, etc. , tienen un número de oxidación idéntico a su carga ( 1+, 2+, 2-), respectivamente.
o Los átomos o moléculas de los elementos libres Fe, Cu, O, P4, Cl2, etc. , tienen número de oxidación 0 (cero), pues no han perdido ni ganado electrones.
o En diferentes compuestos el H y el O tienen número de oxidación 1+ y 2- respectivamente, excepto en los casos en que el hidrógeno forma parte de los hidruros (NaH, LiH...) y el oxígeno forma peróxidos (H2O2...) en ambos casos exhiben número de oxidación 1-; o cuando reacciona con el fluor.
o El número de oxidación de otros átomos en moléculas o iones complejos, se establece así:
o El número de oxidación de los elementos conocidos como el hidrógeno y oxígeno, se escriben en la parte superior en los lugares respectivos. Se multiplica luego por el número de átomos (2*4, 1*2) y los productos se escriben en la parte inferior. La suma total de los números de oxidación de los iones complejos es igual a la carga del ion. En una molécula neutra la suma total es cero; por lo tanto, el número de oxidación del átomo problema se calcula así:
1+(2) + X + 2-(4) = 0
2 + X + 8- = 0
X = 8 – 2
X = 6
El número encontrado se divide entre el número de átomos problema ( 6/1) y el resultado es el número de oxidación buscado( en este caso del azufre):
Para saber si un átomo gana o pierde electrones de manera directa se puede tomar como referencia los signos(+) ganancia y (-) pérdida de electrones, para luego plantear la siguiente operación:
Entonces:
Ej. :
Pierde seis electrones, entonces hay una oxidación.
Luego:
Estos cálculos que parecen engorrosos y una pérdida de tiempo se pueden realizar mentalmente, facilitando todo el trabajo. Ej. :
Balancear:
Al2 O3 + C + Cl2 ® CO + AlCl3
o Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:
Al23+ O32- + C0 + Cl20 ® C2+O2- + Al3+Cl31-
o Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del número de oxidación:
o Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:
o Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes adecuados para que el total de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados:
o Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual:
Al2 O3 + 3 C + 3 Cl2 ® 3 CO + 2 AlCl3
o Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó balanceada, no es necesario este proceso.
(Nota: Hay modificaciones según los diversos autores)
Balancear:
CrI3 + Cl2 + NaOH ® Na2CrO4 + Na I O4 + NaCl + H2O
(Podemos obviar varios pasos):
En este caso especial tres átomos cambian su valencia:
Sumamos las ecuaciones (1 ) y (3 ) para hacer una sola ecuación de oxidación:
Igualamos la cantidad de electrones multiplicando por los factores respectivos: (Por 2 la ec. 4 y por 27 la ec. 5)
Se puede establecer una ecuación básica sumando:
2 CrI3 + 27 Cl2 + ¿ NaOH ® Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + ¿ H2O
Completando:
2 CrI3 + 27 Cl2 + 64NaOH ® 2Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + 32H2O
(Verificar)
El proceso de oxidación-reducción NO ocurre en las ecuaciones de metátesis. Ej:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
EJERCICIOS
Balancear por REDOX:
1. Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O
2. NaClO3 + K2SnO2 ® NaCl + K2SnO3
3. FeS2 + O2 ® Fe2O3 + SO2
4. Zn + NaNO3 + NaOH ® Na2ZnO2 + NH3 + H2O
5. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 ® MnSO4 + O2 + K2SO4
5.- Balance por Ión Electrón.
Normas Generales:
En este método, cada proceso se plantea por una reacción parcial o semirreacción formada por las sustancias que se oxidan o se reducen. Cada una de ellas se balancea de dos maneras: Balance de masa (nº de átomos) y balance de carga (nº de electrones) utilizándose para ello, coeficientes. La suma algebraica del número de electrones en las semirreacciones es cero y la suma de las masas equivale ala ecuación total.
Se suman algebraicamente las dos semirreacciones, eliminándose por cancelación, los términos que representan electrones y en algunos casos molécula o iones.
Se introducen los coeficientes en la ecuación balanceada y luego se ajustan por tanteo los coeficientes de las especies que no han variado su estado de oxidación.
Se considera que no se ionizan: Los elementos en estado libre (átomos o moléculas) y los óxidos y sustancias covalentes.
Se presentan dos casos de balanceo por el método del ion electrón: En medio ácido y en medio básico:
0.a. En Medio Ácido:
Se debe tener en cuenta además de las normas generales, las siguientes:
o El balance de masa en las semirreacciones se ejecuta así: Añadiendo, donde hay defecto de oxígeno, el mismo número de moléculas de agua; y, en el otro miembro de la ecuación se colocan iones H+ o protones en un número igual al de átomos de hidrógeno existentes en las moles de agua añadidas.
Cuando el H2O2 actúa como oxidante forma agua:
H2O2 + 2H+ + 2e- ® 2H2O
Cuando el H2O2 actúa como reductor libera oxígeno:
H2O2 + 2(OH)- ® 2H2O + O2 + 2e
Balancear:
Zn + HNO3 ® NO + Zn(NO3)2 + H2O
o Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios:
o Planteamos las semirreacciones:
Zn0 → Zn2+
(NO3)- → NO0
o Realizamos el balance de masa:
Zn0 → Zn2
(NO3)- + 4H+ ® NO0 + 2H2O
o Ahora balanceamos la carga:
Zn0 → Zn2+ + 2e-
(NO3)- + 4H+ + 3e- ® NO0 + 2H2O
o Igualamos el número de electrones:
o Sumamos algebraicamente:
o Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos:
o Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario):
3 Zn + 8 HNO3 ® 3 Zn(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
(Verificar)
El zinc se ha oxidado y es el reductor.
El ácido nítrico se ha reducido y es el oxidante.
Balancear: MnO2 + HCl ® Cl2 + MnCl2 + H2O
o Escribimos los números de oxidación y elaboramos las semirreacciones:
(Verificar)
El HCl se ha oxidado y es el reductor.
El MnO2 se ha reducido y es el oxidante.
Balancear:
*Notamos que el nitrógeno no está balanceado ni el hidrógeno, debido a ello lo hacemos por tanteo:
2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 ® 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2 H2O
Otra forma de plantear una ecuación es en forma iónica:
(MnO)1- + S2- + H+ → MnO2 + S0 +H2O
EJERCICIOS
Balancear por Ion Electrón : Medio Ácido:
12. KMnO4 + H2S + HCl → MnCl2 + S + KCl + H2O13. Br2 + SO2 + H2O → HBr + H2SO414. HNO3 + H2S → NO + S + H2O15. Ca(ClO)2 + KI + HCl → I + CaCl2 + H2O + KCl16. KCl + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2
q.r. Medio Básico:
También se debe tener en cuenta las orientaciones generales, además de las siguientes:
o Para igualar la masa: Donde hay mayor número de oxígeno se añade igual número de agua (moles); en el otro miembro se coloca el doble de la cantidad de iones (OH)1- en relación con el número de moles de agua. Ej. :
Balancear:
Bi2O3 + NaClO + NaOH ® NaBiO3 + NaCl + H2O
o Escribimos sus estados de oxidación e identificamos los cambios sufridos:
o Planteamos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las cargas:
o Igualamos y luego sumamos:
o Introducimos coeficientes:
Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH ® 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O
o En este caso no es necesario complementar con balance por tanteo.
Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH ® 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O
El Bi2O3 se ha oxidado y es el reductor.
El NaClO se ha reducido y es el oxidante.
Balancear:
NH3 + Na2Cr O4 + H2O + NaCl ® NaNO3 + CrCl3 + NaOH
o Escribimos los estados de oxidación e identificamos los cambios:
o Escribimos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las cargas:
N3+H3 + 6(OH) ® (NO3)1- + 3 H2O + 8e- (exceso de H)!
(CrO4)2- + 4H2O + 3e- ® Cr3+ + 8(OH)1-
Si después de haber ajustado el número de oxígenos resulta un exceso de hidrógeno, se aumentará un número equivalente de grupos (OH) al exceso y en el otro miembro se escribirán igual número de moles de agua. Este exceso puede existir en el mismo miembro de los (OH) y se sumará; pero si está presente en el otro miembro se restará. Si existiese un exceso de H y O en el mismo miembro, puede escribir un (OH) en el otro miembro, por cada pareja de H y O en exceso, así:
o Igualamos y luego sumamos:
o Finalmente colocamos los coeficientes respectivos en la ecuación y notamos que el NaCl no tiene coeficiente conocido:
3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + X NaCl ® 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH
o Balanceamos por tanteo (consideramos el número de Cl = 24):o
3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + 24 NaCl ® 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH
EJERCICIOS
Balancear por Ion Electrón: Medio Básico:
1. Zn + NaNO3 + NaOH ® Na2(ZnO2) + NH3 + H2O
2. KMnO4 + NH3 ® KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
3. Fe(OH)2 + O2 + H2O® Fe(OH)3
4. Ag2SO3 + AgBr + H2O
BIBLIOGRAFÍA
DEAN, J.A
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Lange manual de química-McGraw Hill-México.
DIAZ ALFARO, Blanca
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Química en educación secundaria. PRONAMEC.MED-Lima.
GOÑI GALARZA, J. Química general. Curso práctico de teoría y problemas. IngenieríaE.I.R.L-Lima.
MASTERTON- SLOWINSKI-STANITSKI
1989
Química general superior. McGraw Hill-México
MASTERTON, William L.
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Química General Superior. Impresos Roef. S.A. México
LAFITTE, Marc
1997
Curso de Química Inorgánica
Edit. Alambra Barcelona – España
SEVERIANO HERRERA, V. y Otros
1984
Química. Tomo I y II. Edic. Norma S.A. Bogotá.
Por:
José del C. Mondragón Córdova.
ciencias_naturales_sullana[arroba]hotmail.com
B. Reacciones Especiales
Reacción químicaDe Wikipedia, la enciclopedia libre
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Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
Contenido[ocultar]
1 Tipos de reacciones 2 Grado de avance de la reacción y afinidad 3 Rendimiento de una reacción 4 Referencias 5 Enlaces externos
[editar] Tipos de reaccionesLos tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base (Neutralización), combustión, solubilización, reacciones redox y precipitación.Desde un punto de vista de la física se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas: reacciones ácido-base (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones Redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos estudiarlas teniendo en cuenta que ellas pueden ser:
Nombre Descripción Representación
Reacción de síntesisElementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.
A+B → AB
Reacción de descomposición
Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos.
AB → A+B
Reacción de desplazamiento o simple sustitución
Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.
A + BC → AC + B
Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución
Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.
AB + CD → AD + BC
[editar] Grado de avance de la reacción y afinidadDesde el punto de vista de la física, representamos a la reacción como:
tal que νi son los coeficientes estequiométricos de la reacción, que pueden ser positivos (productos) o negativos (reactivos). La ecuación presenta dos formas posibles de estar químicamente la naturaleza (como suma de productos o como suma de reactivos).Si dmi es la masa del producto que aparece, o del reactivo que desaparece, resulta que:
constante . Mi sería la masa molecular del compuesto correspondiente y ξ se denomina grado de avance. Este concepto es importante pues es el único grado de libertad en la reacción.Cuando existe un equilibrio en la reacción, la entalpía libre es un mínimo, por lo que:
nos lleva a que la afinidad química es nula.
[editar] Rendimiento de una reacciónArtículo principal: Rendimiento químico
La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar,es posible que no todos los productos reaccionen,la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible .El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:
Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante. Y el rendimiento depende del calor que expone la reacción.
[editar] Referencias
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Ecuaciones químicas. Concepto, ajuste y tipos
Gran parte de los procesos que tienen lugar en la vida cotidiana, tal como la oxidación del
hierro en condiciones de libre exposición, la luminosidad que desprende una cinta de
magnesio durante la combustión, la combustión del butano, la fabricación del jabón, etc.,
no son más que reacciones químicas, esto es, transformaciones de una sustancia en otra,
con propiedades completamente diferentes. Ante ellas, los científicos se preguntan en qué
consisten, cuáles son sus causas y consecuencias y cómo pueden modificarlos para
adaptarlos a sus necesidades y obtener ventajas que mejoren nuestra vida.
Concepto de ecuación química
Una reacción química es cualquier proceso en el que, por lo menos, los átomos,
las moléculas o los iones de una sustancia se transforman en átomos, moléculas o
iones de otra sustancia química distinta. Las reacciones químicas se escriben de
forma simplificada mediante ecuaciones químicas.
En las reacciones químicas se cumple la ley de conservación de la masa,
teniendo lugar una reordenación de los átomos, pero no su creación ni su
destrucción. El reordenamiento de los átomos en la molécula da lugar a una
sustancia distinta.
Las sustancias que se transforman o modifican en una reacción se llaman
reaccionantes, reactivos o reactantes. Las sustancias nuevas que se originan
en una reacción química se llaman productos.
Una de las reacciones químicas más usuales es la combustión del gas natural
(mezcla de sustancias donde el metano, CH4, es el compuesto principal), cuya
ecuación es:
La ecuación está «igualada», esto es, en cada miembro de la reacción hay el
mismo número de átomos de cada elemento.
Ioduro de hidrógeno.
Ajuste de las ecuaciones químicas
Para ajustar una ecuación química hay que seguir el orden siguiente:
Primero se ajustan los átomos de los metales, teniendo prioridad los más pesados.
A continuación se ajustan los no metales, teniendo también prioridad los más
pesados.
Se revisa, si es necesario, el ajuste de los metales.
Se comprueba el ajuste contando los átomos de hidrógeno y de oxígeno que
intervienen.
Por ejemplo, para ajustar la reacción:
BaCl2 + Na2SO4 NaCl + BaSO4
siguiendo el orden indicado:
Se empieza por el metal Ba, que es el más pesado. Como en ambos miembros
hay un átomo de bario, no es necesario ajustarlo. Se sigue por el otro metal, el Na.
Dado que en el miembro de la izquierda hay dos átomos de Na debemos
poner un 2 delante del NaCl de la derecha, quedando:
BaCl2 + Na2SO4 2 NaCl + BaSO4
Se siguen ajustando los no metales: cloro y azufre. Como ambos ya están
ajustados y en ambos miembros existe igual número de átomos de oxígeno, se
puede considerar que la reacción ya está completamente ajustada.
Tipos de reacciones químicas
Hay varias clasificaciones de las reacciones químicas, de las que las más
importantes son:
Reacciones exotérmicas: aquellas en que se desprende calor durante la
reacción:
2H2 + O2 2 H2O + 136.000 calorías
Reacciones endotérmicas: aquellas en las que se absorbe calor durante la
reacción:
H2 + I2 + 12.400 calorías 2HI
Reacciones de descomposición o análisis: reacciones en que una sustancia se
desdobla en dos sustancias diferentes más simples:
2HgO 2 Hg + O2
Reacciones de composición o de síntesis: reacciones en que dos o más
sustancias se combinan para formar una nueva:
H2 + 1/2 O2 H2O
Reacciones de sustitución: un elemento sustituye a otro en una molécula:
Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
REACCIONES QUÍMICAS. BALANCEO DE ECUACIONES
- ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Es la parte de la química que se ocupa del cálculo de las cantidades de sustancia que intervienen en una reacción química.
Definición: REACCIÓN QUÍMICA
Proceso en el que cambia la naturaleza de una o varias sustancias (reactivos), transformándose en otras nuevas (productos). Esto supone un reordenamiento de los átomos, mediante la ruptura de unos enlaces y la formación de otros nuevos.
Una reacción química se representa mediante una ecuación química: En el primer miembro aparecen las fórmulas de las sustancias que reaccionan (reactivos), y en el segundo miembro aparecen las fórmulas de las sustancias que se forman (productos), separados por una flecha, si la reacción es irreversible o por dos (una para cada sentido), si la reacción es reversible. Además de las fórmulas de las sustancias, deben aparecer los denominados coeficientes estequiométricos, los cuales nos indican la proporción (moles) de las sustancias que intervienen en la reacción (ajuste). En algunos casos es necesario adjuntar el estado de agregación de la materia entre paréntesis (sólido, líquido o gas). La fórmula general será del tipo:
xA+yB zC+tD
donde A y B son los reactivos, C y D los productos formados tras la reacción, y `x, y, z, t' son los coeficientes estequiométricos.
EJEMPLOS:
a) 2Na + Cl2 2NaCl (irreversible)
b) H2CO3 CO2 + H2O (reversible)
c) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) (estados de agregación)
Los números de color azul son los coeficientes estequiométricos.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:
· Si atendemos al resultado global, las podemos clasificar en los siguientes tipos:
a) Reacciones de Síntesis: Dos elementos químicos se combinan para formar un compuesto: A+B AB
EJEMPLOS:
i) N2 + 3H2 2NH3
ii) 2Ca + O2 2CaO
iii) 2Mg + O2 2MgO
b) Reacciones de Descomposición: Una sustancia se descompone en otras más simples: AB Q A+B (suele ser mediante calor Q)
EJEMPLOS:
i) Los carbonatos metálicos, se descomponen con mayor o menor facilidad mediante calor, formándose el óxido metálico y CO2:
MgCO3 Q MgO + CO2
ii) También se descomponen mediante calor muchos hidróxidos, originando el óxido y H2O:
Ca(OH)2 Q CaO + H2O
iii) La descomposición de los cloratos origina el cloruro (sal binaria) y oxígeno:
2KClO3 Q 2KCl + 3O2
iv) Algunos óxidos de metales pesados se descomponen mediante el calor, formándose O2 y el metal correspondiente:
2HgO Q 2Hg + O2
c) Reacciones de Adición: Un elemento o un compuesto se adiciona a un compuesto para formar otro compuesto químicos se combinan para formar un compuesto: AB+C D o AB+CD E (similar a las de síntesis)
EJEMPLOS:
i) CH2=CH2 + Br2 CH2Br-CH2Br
ii) 2CO + O2 2CO2
iii) SO3 + H2O H2SO4
d) Reacciones de Sustitución: Un átomo sustituye a otro AB+X AX+B
EJEMPLOS:
Un metal activo desplaza al H2 de los ácidos:
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Mg + H2SO4 MgSO4 + H2
ii) Un metal puede verse desplazado de sus sales por otro metal más activo:
Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4
e) Reacciones de Doble Sustitución: Más de un átomo sustituyen a otros AB+XY AY+XB
EJEMPLOS:
i) Se suele dar en reacciones con disoluciones, entre sustancias formadas cada una por dos iones diferentes:
NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3
HCl + NaOH NaCl + H2O
f) Reacciones de Combustión: Combustión de hidrocarburos con O2
Hidrocarburo+Oxígeno CO2+H2O
EJEMPLOS:
i) 2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
ii) C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
g) Reacciones de Neutralización: Consisten en la neutralización de un ácido o una base, mediante la utilización de una base o un ácido, respectivamente: Ácido+Base Sal+H2O
EJEMPLOS:
i) HCl + NaOH NaCl + H2O
ii) H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O
· Si atendemos a razones energéticas, las podemos clasificar en dos tipos:
a) Reacciones con desprendimiento de calor o reacciones exotérmicas:
EJEMPLOS:
i) 2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O + energía (calor)
ii) 2Mg + O2 2MgO + energía (calor)
iii) 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 + energía (calor)
b) Reacciones con absorción de calor o reacciones endotérmicas:
EJEMPLOS:
i) CaCO3 + calor CaO + CO2
ii) Cu + H2SO4 + Calor CuSO4 + H2
- AJUSTE DE REACCIONES:
· Método por tanteo:
Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos.
Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada o ajustada. EJEMPLO:
2H2 + O2 2H2O
Reactivos Productos
4H y 2O = 4H + 2O
Pasos que son necesarios para escribir una reacción ajustada:
1) Se determina cuales son los reactivos y los productos.
2) Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los productos.
3) Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros.
EJEMPLO 1: Consideremos la reacción de combustión del metano gaseoso
(CH4) en aire.
Paso 1:
Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y se produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). Luego:
los reactivos son CH4 y O2
los productos son H2O y CO2
Paso 2:
La ecuación química sin ajustar será:
CH4 + O2 H2O + CO2
Paso 3:
Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos:
REACTIVOS PRODUCTOS
CH4 + O2 H2O + CO2
átomos de C: 1 = átomos de C: 1
átomos de H: 4 " átomos de H: 2
átomos de O: 2 " átomos de O: 3
REACTIVOS PRODUCTOS
CH4 + O2 2H2O + CO2
átomos de C: 1 = átomos de C: 1
átomos de H: 4 = átomos de H: 4
átomos de O: 2 " átomos de O: 4
REACTIVOS PRODUCTOS
CH4 + 2O2 2H2O + CO2
átomos de C: 1 = átomos de C: 1
átomos de H: 4 = átomos de H: 4
átomos de O: 4 = átomos de O: 4
Entonces:
una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas de agua y una molécula de dióxido de carbono.
EJEMPLO 2:
HCl + Ca CaCl2 + H2
H: 1 H: 2 (sin ajustar)
Cl: 1 Cl: 2 (sin ajustar)
Ca: 1 Ca: 1 (ajustada)
2HCl + Ca CaCl2 + H2
H: 2 H: 2 (ajustada)
Cl: 2 Cl: 2 (ajustada)
Ca: 1 Ca: 1 (ajustada)
Con lo que la ecuación queda balanceada.
EJEMPLO 3:
C2H6 + O2 CO2 + H2O
H: 6 H: 2 (sin ajustar)
C: 2 C: 1 (sin ajustar)
O: 2 O: 3 (sin ajustar)
Ajustamos primero la molécula mayor:
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
H: 6 H: 6 (ajustada)
C: 2 C: 2 (ajustada)
O: 2 O: 7 (sin ajustar)
Ahora ajustamos el O:
C2H6 + 7/2O2 2CO2 + 3H2O
H: 6 H: 2 (sin ajustar)
C: 2 C: 1 (sin ajustar)
O: 7 O: 7 (sin ajustar)
Multiplicamos por dos:
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
Con lo que la ecuación queda balanceada.
NOTA: Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.
En esta reacción, 2 moléculas de Mn(CO)5 reaccionan con 2 moléculas de O2 para dar 2 moléculas de MnO2 y 5 moléculas de CO2. Esos mismos coeficientes también representan el número de moles en la reacción.
(RESOLVER LOS EJERCICIOS PROPUESTOS)
EJERCICIOS PROPUESTOS. AJUSTE DE REACCIONES
1) Verificar si es correcto el ajuste:
2) Ajustar la siguiente ecuación. ¿Cuál es la suma de los coeficientes de los reactivos y productos?
3) Ajustar la siguiente ecuación y calcular la suma de los coeficientes de los reactivos.
4) La dimetil hidracina, (CH3)2NNH2, se usó como combustible en el descenso de la nave Apolo a la superficie lunar, con N2O4 como oxidante. Considerar la siguiente reacción sin ajustar y calcular la suma de los coeficientes de reactivos y productos.
5) ¿Qué frase es falsa en relación con la siguiente reacción ajustada? Datos: Pesos Atómicos: C = 12, H = 1, O = 16
a) La reacción de 16 gramos de CH4 da 2 moles de agua. b) La reacción de 16 gramos de CH4 da 36 g de agua. c) La reacción de 32 gramos de O2 da 44 gramos de CO2. d) Una molécula de CH4 requiere 2 moléculas de oxígeno. e) Un mol de CH4 da 44 gramos de CO2.
6) Balancea la siguiente ecuación:
"a" Mg3N2 + "b" H2O "c" Mg(OH)2 + "d" NH3
___ a=1; b=2; c=1; d=1
____ a=1; b=6; c=3; d=2
____ a=1; b=6; c=3; d=1
____ a=1; b=3; c=3; d=2
7) Balancea la siguiente ecuación e indica si se trata de una reacción de combustión, de sustitución o de descomposición.
"a" H2O2 + "b" SO2"c" H2SO4
____ a=1; b=1; c=1; reacción de descomposición
____ a=1; b=1; c=1; reacción de combinación
____ a=2; b=1; c=1; reacción de descomposición
____ a=2; b=1; c=1; reacción de combinación
8) Escribe la ecuación balanceada de la reacción que se produce cuando se calienta nitrato de potasio sólido y éste se descompone para formar nitrito de potasio sólido y oxígeno gaseoso.
____ 2KNO4(s) 2KNO3(s)+ O2
____ 2KNO3(s) 2KNO2(s)+ O2
____ 2KNO32KNO2 + O
____ KNO3(s) KNO2(s) + (1/2)O2
9) Balancea la siguiente ecuación:
"a" Al + "b" Cr2O3"c" Al2O3 + "d" Cr
____ a=2; b=1; c=1; d=2
____ a=2; b=1; c=1; d=1
____ a=4; b=2; c=2; d=4
____ a=1; b=1; c=1; d=2
10) Balancea la siguiente ecuación e indique si se trata de una reacción de combustión, de síntesis o de descomposición:
"a" Li + "b" N2"c" Li3N
____ a=6; b=1; c=2; reacción de descomposición
____ a=6; b=1; c=2; reacción síntesis
____ a=1; b=1; c=3; reacción de descomposición
____ a=6; b=1; c=2; reacción de síntesis
SOLUCIONES EJERCICIOS. AJUSTE DE REACCIONES
1) El ajuste es correcto.
2) Ajustar la siguiente ecuación. ¿Cuál es la suma de los coeficientes de los reactivos y productos?
RESOLUCIÓN
1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Suele ser más fácil si se toma una sustancia compleja, en este caso Mg3B2, y ajustar todos los elementos a la vez. Hay 3 átomos de Mg a la izquierda y 1 a la derecha, luego se pone un coeficiente 3 al Mg(OH)2 a la derecha para ajustar los átomos de Mg.
2) Ahora se hace lo mismo para el B, hay 2 átomos de B a la izquierda y 2 a la derecha, luego se pone 1 como coeficiente al B2H6 a la derecha para ajustar los átomos de B.
3) Ajustar el O, debido a los coeficientes que acabamos de poner, hay 6 átomos de O en el Mg(OH)2 dando un total de 6 átomos de O a la derecha. Por tanto, el coeficiente para el H2O a la izquierda será 6 para ajustar la ecuación.
4) En este caso, el número de átomos de H resulta calculado en este primer intento. En otros casos, puede ser necesario volver al primer paso para encontrar otro coeficiente.
Por tanto, la suma de los coeficientes de los reactivos y productos es:
1 + 6 + 3 + 1 = 11
3) Ajustar la siguiente ecuación y calcular la suma de los coeficientes de los reactivos.
RESOLUCIÓN
1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Se hace frecuentemente más fácil si se elige una sustancia compleja, en este caso C8H8O2, asumiendo que tiene de coeficiente 1, y se ajustan todos los elementos a la vez. Hay 8 átomos de C a la izquierda, luego se pone de coeficiente al CO2 8 a la derecha, para ajustar el C.
2) Ahora se hace lo mismo para el H. Hay 8 átomos de H a la izquierda, luego se pone como coeficiente al H2O 4 en la derecha, para ajustar el H.
3) El último elemento que tenemos que ajustar es el O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner a la derecha de la ecuación, hay 16 átomos de O en el CO2 y 4 átomos de O en el H2O, dando un total de 20 átomos de O a la derecha (productos). Por tanto, podemos ajustar la ecuación poniendo el coeficiente 9 al O2 al lado izquierdo de la ecuación.
4) Recordar siempre contar el número y tipo de átomos a cada lado de la ecuación, para evitar cualquier error. En este caso, hay el mismo número de átomos de C, H, y O en los reactivos y en los productos: 8 C, 8 H, y 20 O.
5) Como la cuestión pregunta por la suma de los coeficientes de los reactivos, la respuesta correcta es:1 + 9 = 10
4) La dimetil hidracina, (CH3)2NNH2, se usó como combustible en el descenso de la nave Apolo a la superficie lunar, con N2O4 como oxidante. Considerar la siguiente reacción sin ajustar y calcular la suma de los coeficientes de reactivos y productos.
RESOLUCIÓN
1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Esto es con frecuencia más sencillo si se empieza con una sustancia compleja, en este caso (CH3)2NNH2, asumiendo que tiene 1 como coeficiente, y se van ajustando los elementos de uno en uno. Hay 2 átomos de C a la izquierda, por lo que se pone un coeficiente de 2 al CO2 en la derecha para ajustar los átomos de C.
2) Ahora, hacer lo mismo para el H. Hay 8 átomos de H a la izquierda, de modo que se pone un coeficiente 4 al H2O a la derecha para ajustar los átomos de H.
3) Ajuste del O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, al lado izquierdo de la ecuación hay 4 átomos de O en el N2O4 y en el lado derecho hay 8 átomos de O en el H2O. Por tanto, podemos "ajustar" los átomos de O en la ecuación poniendo un coeficiente de 2 al N2O4 en el lado izquierdo de la ecuación.
4) El último elemento que debe ajustarse es el N. Hay 6 átomos de N en el lado izquierdo y 2 en el lado derecho. Por tanto, podemos "ajustar" la ecuación poniendo un coeficiente de 3 al N2 en el lado derecho.
Por tanto, la suma de los coeficientes de los reactivos y productos es:
1 + 2 + 2 + 4 + 3 = 12
5) ¿Qué frase es falsa en relación con la siguiente reacción ajustada? Datos: Pesos Atómicos: C = 12, H = 1, O = 16
a) La reacción de 16 gramos de CH4 da 2 moles de agua. b) La reacción de 16 gramos de CH4 da 36 g de agua. c) La reacción de 32 gramos de O2 da 44 gramos de CO2. d) Una molécula de CH4 requiere 2 moléculas de oxígeno. e) Un mol de CH4 da 44 gramos de CO2.
REPUESTAS
a) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH4 = 16.0 g.
b) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un mol de agua = 18.0 g.
c) FALSA: 2 moles de O2 dan 1 mol de CO2. 2 moles de O2 = 64.0 g, pero 1 mol de CO2 = 44.0 g.
d) VERDADERA: Un mol de moléculas de CH4 reacciona con 2 moles de moléculas de oxígeno (O2), de modo que una molécula de CH4 reacciona con 1 molécula de oxígeno.
e) VERDADERA: Un mol de CH4 da 1 mol de CO2. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un mol de CO2 = 44.0 g.
6) Balancea la siguiente ecuación:
"a" Mg3N2 + "b" H2O "c" Mg(OH)2 + "d" NH3
___ a=1; b=2; c=1; d=1
__x_ a=1; b=6; c=3; d=2
____ a=1; b=6; c=3; d=1
____ a=1; b=3; c=3; d=2
7) Balancea la siguiente ecuación e indica si se trata de una reacción de combustión, de adición o de descomposición.
"a" H2O2 + "b" SO2"c" H2SO4
____ a=1; b=1; c=1; reacción de descomposición
__x_ a=1; b=1; c=1; reacción de adición
____ a=2; b=1; c=1; reacción de descomposición
____ a=2; b=1; c=1; reacción de adición
8) Escribe la ecuación balanceada de la reacción que se produce cuando se calienta nitrato de potasio sólido y éste se descompone para formar nitrito de potasio sólido y oxígeno gaseoso.
____ 2KNO4(s) 2KNO3(s)+ O2
__x_ 2KNO3(s) 2KNO2(s)+ O2
____ 2KNO32KNO2 + O
____ KNO3(s) KNO2(s) + (1/2)O2
9) Balancea la siguiente ecuación:
"a" Al + "b" Cr2O3"c" Al2O3 + "d" Cr
__x_ a=2; b=1; c=1; d=2
____ a=2; b=1; c=1; d=1
____ a=4; b=2; c=2; d=4
____ a=1; b=1; c=1; d=2
10) Balancea la siguiente ecuación e indique si se trata de una reacción de combustión, de síntesis o de descomposición:
"a" Li + "b" N2"c" Li3N
____ a=6; b=1; c=2; reacción de descomposición
__x_ a=6; b=1; c=2; reacción síntesis
____ a=1; b=1; c=3; reacción de descomposición
____ a=6; b=1; c=2; reacción de combustión
T E M A R I O
UNIDAD I "REACCIONES QUÍMICAS"
Concepto de reacción química.
Reglas para la elaboración de ecuaciones químicas.
Clasificación de las reacciones químicas.
Por su forma como se realizan.
Por su velocidad.
Por su energía.
Por su sentido.
Modelos de reacciones químicas.
UNIDAD II "ESTEQUIOMETRIA"
2.1. Introducción y conceptos generales.
2.2. Ley de la conservación de la materia.
2.3. Balanceo de ecuaciones químicas
2.3.1. Método por tanteo.
2.3.2. Método algebraico.
2.3.3. Método redox.
2.4. Obtención de fórmulas
2.4.1. Mínimo o empírica.
2.4.2. Real o molecular.
2.4.3. Composición centesimal de un compuesto.
2.5. Número de abogador.
2.5.1. Átomo-gramo.
2.5.2. Molécula-gramo.
2.6. Relaciones estequiométricas.
2.6.1. Mol-mol, mol-peso.
2.6.2. Peso-peso.
2.6.3. Peso-volumen
UNIDAD III "SOLUCIONES, ACIDOS Y BASES"
3.1. Concepto de solución.
3.2. Partes de una solución: soluto y solvente.
3.3. Soluciones empíricas.
3.3.1. Diluidas.
3.3.2. Concentradas.
3.3.3. Saturadas.
3.3.4. Sobresaturadas.
3.3.5. Porcentuales.
3.3.6. Fracción molar.
3.4. Soluciones valoradas.
3.4.1. Molares.
3.4.2. Normales.
3.4.3. Molales.
3.4.4. Formales.
3.5. Concepto de acido-base.
3.5.1. Teoria de bransted-lowry.
3.5.2. Teoria de Arrhenius.
3.5.3. Teoria de Lewis.
3.6. Potencial de hidrógeno.
3.7. Potencial de oxhidrilos.
3.8. Clasificación de acidos y bases.
3.8.1. Fuertes.
3.8.2. Débiles
3.9. Reacciones de neutralización.
UNIDAD IV "INTRODUCCIÓN A LA TERMOQUÍMICA Y CINÉTICA QUÍMICA"
4.1. Conceptos generales.
4.1.1. Termoquímica.
4.1.2. Termodinámica.
4.1.3. Entalpía (ley de Mess)
4.1.4. Entropía.
4.1.5. Calor de reacción.
4.1.6. Energía libre.
4.2. Leyes de la termodinámica.
4.3. Concepto de cinética química.
4.4. Factores que influyen en la velocidad de una reacción química.
CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA
Una reacción química es todo aquel proceso que se lleva a cabo en la naturaleza y que da a lugar a la formación de nuevas sustancias, es decir es la unión que implica una interacción química entre dos o más sustancias las cuales pierden sus propiedades individuales dando lugar a la formación de nuevos materiales y nuevas características.
Esta interacción puede llevarse a cabo entre, entre compuestos o bien entre elementos y compuestos.
REGLAS PARA LA ELABORACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS
ECUACIÓN QUÍMICA: Es la representación simbólica y abreviada de una reacción química, donde se utilizan los símbolos de los elementos y las formulas de los compuestos que participan en el proceso de la reacción.
Esquema general de una ecuación química:
Da a lugar a
Origina a
!
Aa + bB ! Cc + Dd
! !
Reactivos productos
O
Reactantes
S I M B O L O G I A
s Sólidos
Líquidos
g Gaseosas
!
!
Reacciones reversibles
! Gas que se desprende
! Sustancia precipitada
! Origina a. reacción irreversible
Hf Energía electromagnética.
I Corriente léctrica
uv Energía ultravioleta
" Incremento de calor
ac ó aq Medio acuoso
A,b,c,d Coeficientes estequiométricos
Ejemplos:
NaClac + AgNO3 ac ! AgCl! + NaNO3 ac
H2(g) + O2(g) ! H2O(I)
SO3(g) + H2O ! H2SO4(I)
Na(s) + H2O ! NaOHac + H2(g)!
H2O(I) I! H2(g)! + O2(g)!
2KClO3(g) ! 2KCl(g) + 3 O2(g)!
1.3. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Clasificación de las reacciones químicas:
Por la forma como se efectúan.
Por su velocidad:
Instantáneas
No instantáneas
Por su energía:
Endotérmicas
exotérmicas
Irreversibles
Reversibles
Redox
SÍNTESIS O COMBINACIÓN: Es en la cual dos o más especies químicas sencillas se unen para formar un solo producto o especie más compleja.
ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN: Se define como aquella en la cual una especie química se descompone en dos o más productos, mediante la aplicación de una fuente de energía externa.
SIMPLE SUSTITUCIÓN O SIMPLE DESPLAZAMIENTO: Se define como aquella en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro de otro elemento.
DOBLE SUSTITUCIÓN O METATESIS: Se realiza generalmente en solución acuosa, donde hay iones presentes, y se produce un intercambio entre ellos.
1.3.1 POR LA FORMA QUE SE EFECTÚAN
Síntesis o combinación = Este tipo de reacciones químicas se caracterizan por que solamente se obtiene un solo un producto, es decir dos o más sustancias se interaccionan químicamente y dan lugar a la formación de solamente una sustancia. Este tipo de reacción se representan mediante el siguiente esquema: A+B ! AB
Análisis o descomposición = AB E! A+B. Este tipo de reacciones consiste en la descomposición de una sustancia, es decir consiste en la separación de los elementos que constituyen a un compuesto, para dicha separación se lleve a cabo es necesario la aplicación de energía. La representación de estas reacciones se da mediante el siguiente esquema: AB E! A+B
Simple sustitución o simple desplazamiento: este tipo de reacciones químicas se llevan a cabo cuando uno de los elementos que forman parte es desplazado o sustituido por otro elemento quimicamente más activo (más fuerte) dependiendo de la naturaleza. 1. C+ + A+B- ! C+B- + A+ 2. C- + A+B- ! A+C- + B- Electropositiva o electronegativa de los elementos que participan se pueden tener dos diferentes situaciones que se muestran en los pasados esquemas.
Doble sustitución, doble desplazamiento o metatesis. A+B- + C+D- ! A+D- + C+B- Este tipo de reacciones químicas se llevan a cabo entre dos compuestos los cuales intercambian componentes es decir el componente positivo de cada compuesto se une al componente negativo de dicho compuesto lo cual origina ados nuevas sustancias compuestas, esto de acuerdo al pasado esquema.
1.3.2 POR SU VELOCIDAD: INSTANTÁNEAS Y NO INSTANTÁNEAS
Son todas aquellas reacciones químicas que se llevan a cabo en el mismo instante en que entran en contacto las sustancias reactivas, ejemplos:
Combustión
Efervescencia
Neutralización
No instantáneas son todas aquellas reacciones que para poder efectuarse se necesitan que transcurra un tiempo determinado después de que los reactivos entren en contacto para que estos reaccionen.
Oxidación de una manzana
La corrosión de una varilla metálica
Fermentación
1.3.3. POR SU ENERGÍA: ENDOTERMICAS Y EXOTÉRMICAS
Energía de activación: Todas las reacciones químicas requieren de energía para poder llevarse a cabo, a la mínima cantidad de energía necesaria para que la reacción pueda iniciarse se le conoce como energía de activación, una vez iniciada la reacción pueden darse dos diferentes situaciones ya sea que la reacción absorba energía permanentemente o bien que libere de esta forma se tienen reacciones endotérmicas y reacciones exotérmicas.
Endotérmica o endoérgica:
Son todas aquellas reacciones que absorben energía en forma permanente durante el tiempo que se lleven a cabo su esquema general es el siguiente: A + B + energía !C+D
Fotosíntesis
Halogenación de alcanos
Exotérmicas o exoergicas:
Son todas aquellas reacciones que liberan energía al medio durante el tiempo en que se llevan a cabo dicha energía se desprende en forma de calor o luz principalmernte, su esquema general es el siguiente: A + B ! C + D + Energía
Combustión
Neutralización
1.4. MODELOS DE REACCIÓN
M + H2 ! MHY
Metal + hidrógeno = hidruro metálico.
M + O2 ! MX OY
Metal + oxígeno = óxido metálico.
M + H2O ! M(OH) Y + H2 !
Metal + agua = hidróxido + hidrógeno.
M +HNM ! MXNMY + H2 !
Metal + ácido = sal + hidrógeno.
M + NM !MXNMY
Metal + no metal = sal binaria.
NM + H2 ! HXNM
No metal + hidrógeno = hidrácido.
NM + O2 !NMXOY
No metal + oxígeno = anhídrido
MO + H2O ! M(OH) Y
Óxido metálico + agua = hidróxido o base.
NMO + H2O ! HXNMYOZ
Anhídrido + agua = ácido u oxiácido
HNM + MOH ! NXNMY + H2O
1º METAL + HIDRÓGENO ! HIDRURO METÁLICO.
M+ H2 ! M+1 H-1Y
Na + H2 ! Na+1 H-1 hidruro de sodio
K+ H2 ! K+1 H-1
FAMILI II:
Ca + H2 ! Ca+2 H-12 hidruro de calcio.
Ba + H2 ! Ba+2 H-12 hidruro de bario.
METALES PESADOS:
Al + H2 ! Al+3 H-13 hidruro de aluminio
+3) Fe + H2 ! Fe+3 H-13 hidruro de hierro (III)
+2) Fe + H2 ! Fe+2 H-12 hidruro de hierro (II)
+2) Cu + H2 ! Cu+2 H-12 hidruro de cobre (II)
+1) Cu + H2 ! M+1 H-1 hidruro de cobre (I)
2º METAL + OXÍGENO ! OXIDOS METÁLICOS U OXIDOS BÁSICOS
M + O2 ! MX OY
FAMILIA I:
NA + O2 ! Na2 O oxido de sodio
K + O2 ! K2 O oxido de potasio
Li + O2 ! Li2 O oxido de litio
FAMILIA II:
Mg + O2 ! Mg O oxido de magnesio
Ba + O2 ! Ba O oxido de bario
Al + O2 ! Al2 O3 oxido de aluminio
3º MATAL ACTIVO + AGUA ! BASE O
HIDRÓGENO + HIDRÓGENO
Mact. + HOH ! M(OH)-1 + H2 !
FAMILIA I:
Na + HOH ! NaOH + H2 ! hidróxido de sodio
K + HOH ! KOH + H2 ! hidróxido de potasio
FAMILIA II:
Ca + HOH ! Ca(OH)2 + H2 ! hidróxido de sodio
Mg + HOH ! Mg(OH)2 + H2 ! hidróxido de magnesio
4º OXIDO METÁLICO + AGUA ! BASES O HIDRÓXIDOS
M + HO ! BASE + H
MO + HO ! BASE
Na2O + H2O ! NaOH hidróxido de sodio
K2O + H2O ! KOH hidróxido de potasio
CaO + H2O ! Ca(OH) 2 hidróxido de calcio
5º METAL + NO METAL ! SAL BINARIA (ALOIDEA)
M + NM ! MNM
K + Cl2 ! KCl cloruro de potasio
Li + Br2 ! KBr bromuro de litio
Ca + F2 ! CaF2 floruro de calcio
6º NO METAL + HIDRÓGENO GAS ! AC. HIDRÁCIDOS
O HIDRUROS NO METÁLICOS
NM + H ! HNM
Cl2 + H2 ! ClH ácido clorhídrico
F2 + H2 ! FH ácido fluorhídrico
Br2 + H2 ! BrH ácido bromhídrico
NOTA:
HCl(g) hidruro de cloro
HF(g) hidruro de fluor
HBr(g) hidruro de bario
HI(g) hidruro de yodo
H 2S(g) hidruro de azufre
H 2Se(g) hidruro de selenio
H 2Te(g) hidruro de telurio
En estado gas se nombran como hidruros no metálicos.
7º NO MÉTAL + OXIGENO ! OXIDO NO METALICO U OXIDO ÁCIDOS-ANHÍDRIDOS
NM + O2 ! NMXOY
+7 ANHÍDRIDO PER NM ICO
+6 ANHÍDRIDO NM ICO
+5 ANHÍDRIDO NM ICO
+4 ANHÍDRIDO NM OSO
+3 ANHÍDRIDO NM OSO
+2 ANHÍDRIDO HIPO NM OSO
+1 ANHÍDRIDO HIPO NM OSO
+7) Cl2 + O2 ! Cl2 O7 anhídrido perclórico
+5) Cl2 + O2 ! Cl2 O5 anhídrido clórico
+3) Cl2 + O2 ! Cl2 O3 anhídrido clóroso
+1) Cl2 + O2 ! Cl2 O1 anhídrido hipocloroso
8º OXIDO NO METALICO O ANHÍDRIDO + AGUA ! AC. AXIÁCIDO
NX MY + H2O ! HXNMOY
Br2 O7 + H2O ! Hbr O4 ácido perbrómico
Br2 O5 + H2O ! HBr O3 ácido brómico
Br2 O3 + H2O ! Hbr O2 ácido bromoso
Br2 O + H2O ! Hbr O ácido hipobrómoso
9º METAL + ÁCIDO ! SAL + H2(g) !
M +HNM ! MNM + H2 !
Na +H Cl ! Na Cl + H2 ! cloruro de sodio
Ca +H I ! CaI + H2 ! yoduro de sodio
+3) Fe +HS ! Fe2 S3 + H2 ! sulfuro férrico
+1) Ti +H Te ! Ti Te2 + H2 ! telururo de titanio (IV)
10º MEATL + ACIDO OXIÁCIDO ! SAL OXISAL + H2 !
M + HX(NMOY) ! Ma(NMOy) b + H2 !
Ca + H3PO4 ! Ca3 (PO4) 2 + H2 ! fosfato de calcio
+4) Pb + H2SO4 ! Pb (SO4) 2 + H2 ! sulfato de plomo (IV)
+2) Fe + HClO3 ! Fe (ClO3) 2 + H2 ! clorato de hierro (II)
+1) Hg + HNO3 ! Hg (NO3) + H2 ! nitrato de mercurio (I)
11º REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
BASE + ÁCIDO ! SAL + AGUA
M(OH) X + HXNM ! MXNMY +H2O
Na OH + H Cl ! Na Cl +H2O cloruro de sodio
Al(OH) 3 + HXNM ! Al2 S3 +H XO sulfuro de aluminio
Ti(OH) 4 + H2Te ! Ti Te2 +H2O telururo de titanio
Pb(OH) 2 + H Br ! Pb Br2 +H2O bromuro plumboso
12º BASE + ÁCIDO OXIACIDO ! SAL OXISAL + AGUA
+M(OH) - + H+X (NMO) - ! M+ba(NMOY) -a b + H2O
Ca(OH) + H3 PO 4 ! Ca(PO4) + H2O fosfato de calcio
Ti(OH) + H2 SO4 ! Ti(SO4) + H2O sulfato titanoso
Cu(OH) + H2 TeO3 ! CuTeO3 + H2O telurato cuprico
NaOH + H ClO ! NaClO + H2O hipoclorito de sodio
2.0. ESTEQUIOMETRÍA
2.1. INTRODUCCIÓN Y CONCEPTOS GENERALES
INTRODUCCIÓN: Definitivamente una de las ramas más importantes de la química es la estequiometría, ya que uno de los objetivos principales de la química es medir las substancias, la estequiometría se encarga de esto.
Como definición de la estequiometría podemos decir que es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones ponderales (de peso), masa-masa, mol-mol, masa-volumen, mol-volumen... de las substancias que participan en una reacción química.
La herramienta principal de la estequiometría es la ley de la conservación de la masa que en términos generales se puede enunciar de la siguiente manera:
"En toda reacción la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos". Para que dicha ley se cumpla las ecuaciones químicas deben estar correctamente balanceadas; para ello existen tres diferentes métodos de balanceos de ecuaciones, de balanceos de ecuaciones, son tanteo, algebraico, redox.
La definición etimológica de la palabra estequiometría es de raíces griegas. Estoicheión = elemento o sustancia, Metría = medición. Lo cual nos da a entender que la estequiometría se encarga de la medición de las sustancias que participan en una reacción química.
Peso o masa molecular: es la suma de las masas atómicas de los elementos que participan en la molécula de un compuesto, de acuerdo a la cantidad de átomos presentes en la fórmula del compuesto.
Es la masa de una microscópica molécula de cualquier compuesto, y se expresa en unidades de masa (mas.)
H2O = H(2)(1 umas)= 2umas
O(1)(16 umas)= 16 umas
H2O = 18 umas
La mol: Es la masa molecular de una sustancia, expresada en gramos, y es numéricamente igual al número de Avógadro equivalente a (6.023)(1023), cosas, átomos, moléculas, partículas, automóviles, canicas...
Ejemplos:
18gr. H2O = 1 mol H2O y contiene 6.023*1023 moléculas de H2O
196.9gr de Au, equivale a 1 mol de oro y contiene 6.023*1023 átomos de oro.
Au = elemento
H2O = compuesto
La masa atómica de un elemento expresada en gr. Equivale a un mol de dicho elemento y contiene 6.023*1023 átomos del elemento. Se conoce como átomo-gramo.
La masa molecular de una sustancia (elementos no metálicos o compuestos) expresada en gramos equivale a un mol de dicha sustancia y contiene 6.023*1023 moléculas de dicha sustancia y se conoce como:molécula-gramo.
2.2 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA EN UNA REACCIÓN QUÍMICA
Ésta ley se comprueba solamente si la ecuación está correctamente balaceada. Una ecuación química nos puede dar información desde un nivel ultramicroscopico hablando de átomos y moléculas y a un nivel macroscopico hablando de moles y gramos.
Ejemplos:
Moléculas:
3Ti(OH)4 + 4H3PO4 ! Ti3(PO4) 4 + 12H2O
3(115.9 umas) + 4(98 umas) ! (523.7 umas) + 12(18 umas)
347.7 umas + 392 umas !523.7 umas + 216 umas.
739.7 umas ! 739.7 umas.
2.3 BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
Balanceas una ecuación química significa hacer que el número átomos de cada elemento en los reactivos sea numéricamente igual al número de átomos en los productos.
*Balancear aquellos elementos diferente al hidrógeno y al oxígeno.
*Si es necesario ajustar (balancear) al hidrógeno por último al oxigeno.
EJEMPLOS:
2 Al(OH) 3 + 3 H2SO4 ! Al2(SO4) 3 + 6H2O
E ! S
Al = 2 ! 2
S = 3! 3
H = 12 ! 12
O = 18 ! 18
2.3.2 METODO ALGEBRAICO
PASOS:
Asignar una variable a cada una de las sustancias participantes en la reacción.
Deducir una ecuación matemática para cada uno de los elementos participantes, de acuerdo a la reacción.
Suponer un valor para la variable que más se repita, posteriormente conocer las demás variables.
En caso de obtener valores fraccionarios se multiplican todos los valores por el denominador más grande.
Luego se asignan los valores obtenidos a las sustancias participantes.
Finalmente, checar entradas y salidas.
EJEMPLOS:
Ti(OH) + HPO ! Ti(PO) + HO
a b c d
Ti : a = 3c
O : 4 a + 4b = 12c + d
H : 4 a +3b = 2d
P : b = 4c
2.3.3 METODO REDOX
PASOS:
Se determina el # de oxidación o valencia de cada uno de los elementos que participan en la reacción.
Se determina al elemento que se oxida y al elemento que se reduce, se escriben las semireacciones de oxidación y de reducción. (Se equilibran en masas dichos elementos.)
Ambas semireacciones se multiplican por un # nos permita eliminar a loe e-.
Posteriormente se suman las semireacciones y se determina la reacción redox total.
Los valores obtenidos para cada elemento se asignan a los compuestos que los contienen.
Se checan entradas y salidas y en caso de no estar correctamente balanceadala reacción, se determina el balanceo por tanteo.
Finalmente se checan entradas y salidas.
REGLAS PARA DETERMINAR EL # DE OXIDACIÓN
o Los elementos de las familias IA, IIA, y IIIA trabajan con +1, +2 y +3 respectivamente.
o Los elementos que no se combinan con otros elementos trabajan con 0.
o El H2 trabaja con +1.
o El O2 trabaja con -2.
o Las moléculas de las sustancias son eléctricamente neutras, tienen carga 0.
o Para otros elementos se consulta la tabla periódica y se determina por diferencia con otros elementos.
Las raciones redox son aquellas donde se lleva a cabo una transferencia de e- entre dos o más elementos que participan en la reacción.
Esto se debe a que se llevan a cabo dos fenómenos simultáneamente llamados oxidación y reducción los cuales se definen de la siguiente manera:
OXIDACIÓN: Es la perdida de e- que un elemento puede sufrir al llevarse a cabo una reacción química, esto trae como consecuencia un aumento en el # de oxidación del elemento oxidado.
REDUCCIÓN: Es la ganancia de e- que un elemento puede sufrir al participar en una reacción química y trae como consecuencia una disminución en el # de oxidación del elemento que se reduce.
Siempre que una sustancia se oxide en forma simultánea otra sustancia se reduce.
La sustancia que se oxida, pierde e- y da lugar a que otra sustancia gane e- perdidos, reduciéndola; razón por la cual al elemento que se oxida se le llama agente reductor.
Es decir, cuando una sustancia se reduce gana e- provocando que otra sustancia pierda esos e- y se oxide; razón por lo cual a la sustancia que se reduce se le llama agente oxidante.
EJEMPLOS:
3Cu0 + 8H+1N+5O -63 ! 3Cu+2 (NO3) +2 2 + 4H+22 O -2 + 2N+2 O -2
Cu0 ! Cu+2 + 2e- (perdidos)
Ns + 3e- ganados ! N+2
(Cu0 ! Cu+2 + 2e- ) 3
(Ns + 3e- ! N+2) 2
3Cu0 ! 3Cu+2 + 6e-
2Ns + 6e- ! 2N+2___________
3 Cu0 + 2 N+5 ! 3Cu+2 + 2N+2
E ! S
Cu: 3 !3
H : 8 !8
N : 8 !8
O : 24 !24
Elemento que se oxida: cobre
Elemento que se reduce: nitrógeno
Agente reductor: cobre
# electrones ganados: 6
# electrones perdidos: 6
EFICIENCIA DE REACCIÓN
Consiste prácticamente en el rendimiento de una reacción, lo cual significa que una reacción donde se obtiene cantidades menores a las teóricamente esperadas tiene un porcentaje de eficiencia que se calcula mediante la siguiente expresión:
% reacción = real / teórico * 100
C + 4HNO3 ! 4NO2 + CO2 + 2H2 O
1 mol (12 gr/mol) + 4mol (63 gr/mol )! 4 mol (46 gr/mol) + 1 mol (44 gr/mol) + 2 mol (18 gr/mol)
12 gr + 252 gr ! 184 gr + 44 gr +36 gr
264 gr ! 264 gr
COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE UN COMPUESTO
Dentro de cualquier sustancia compuesta, a cada elemento presente le corresponde un porcentaje determinado, que podemos calcular a partir de la molécula conociendo la fórmula de dicho compuesto.
Para cada elemento su porcentaje se calcula mediante la siguiente expresión:
% Elemento = n (PA) / PM * 100
EJEMPLO: Calcular la composición porcentual o centésimal para H2 SO4
H2 SO4 = 98 gr/mol
% H = n (PAH) X 100
PM
% H = (2)(1 gr/mol) X 100
98 gr/mol
% H = 2.0408 %
%S = n(PAS) X 100
PM
% S = (1)(32 gr/mol) X 100
98 gr/mol
% S = 32.6530%
FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA
Es la relación mínima existente entre los átomos de los elementos que participan en la molécula de un compuesto, generalmente para los compuestos inorgánicos corresponde a su fórmula verdadera.
Para deducir la fórmula de cualquier sustancia compuesta se debe determinar el análisis porcentual de dicha sustancia, conociendo ésta información y siguiendo los pasos a continuación se puede determinar en cantidades están presentes los elementos participantes:
Pasos para determinar la fórmula mínima:
Para cada elemento, se divide su porcentaje entre su masa atómica.
Cada uno de los cocientes obtenidos se divide entre el menor de ellos.
Los valores obtenidos anteriormente se redondean siguiendo las siguientes reglas:
Mayor de .5 se redondea al entero superior.
Menor de .5 se redondea al entero inferior.
Si algún valor tiene .5 todos los valores se duplican.
Los números obtenidos corresponden a los subíndices de cada elemento en la fórmula empírica.
EJEMPLO: Al analizar experimentalmente una sustancia se determinó que su composición porcentual es la siguiente:
Ca = 18.3 %
Cl = 32.4 %
H = 5.5 %
O = 43.8 %
Determinar la fórmula empírica de la sustancia analizada.
Ca = %Ca = 18.3 = 0.4565 = 1
PACa 40.08 0.4565
Cl = % Cl = 32.4 = 0.9138 = 2.0017 =2
PACl = 35.453 = 0.4565
H = % H = 5.5 = 5.5 = 12.048 = 12
PAH 1 0.4565
O = % O = 43.8 = 2.7375 = 5.99 = 6
PAO 16 0.4565
La formula es:
Ca + Cl2 + H12O6 = CaCl2 * 6H2O
Cloruro de calcio hexahidratado.
FORMULA REAL O MOLECULAR
Es la relación existente entre los átomos de los elementos que participan en las moléculas de los compuestos.
Para determinar la fórmula real o molecular se requiere conocer dos datos necesarios que son:
1º composición porcentual.
2º peso molecular real.
Primeramente se determina la fórmula empírica y posteriormente se divide al peso molecular real entre el peso de la formula empírica obteniendo una relación que multiplicara a la fórmula empírica deducida y los subíndices obtenidos son los de la fórmula real.
CALCULOS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE MOLES Y EL NÚMERO DE ABOGADOR
Para determinar el número de moles contenidos en ciertos gramos de sustancia se aplica la siguiente expresión matemática:
n = m / Pm, donde n = # de moles, m = masa en gramos, Pm = peso molecular en gr/mol
CALCULO CON EL NÚMERO DE ABOGADOR
Para determinar el número de partículas (átomos o moléculas) contenido en ciertos gramos de una sustancia determinada se aplica la siguiente expresión:
N = n (6.023*1023 átomos / mol)
3.1 CONCEPTO DE SOLUCIÓN
SOLUCIÓN
Las soluciones son uniones físicas entre dos o más sustancias que originan una mezcla de tipo homogénio que presenta uniformidada en todas sus partes. Las partes de una solución son: el soluto y el solvente, generalmente hay un solvente y uno o más solutos.
El término disolución se utiliza como sinónimo de solución. Pero específicamente disolución es el efecto de disolver al soluto en solvente (disolver.)
Solución = soluto + solvente.
3.2 COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN
SOLUTO: Es la sustancia que se encuentra en menor proporción y que es disuelta por el solvente.
SOLVENTE: Es la sustancia presente en mayor proporción y que disuelve al soluto dispersándolo en él.
3.3 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES
Las soluciones químicas se clasifican de acuerdo a su estado de agregación y deacuerdo a su concentración tal y como lo indica el siguiente cuadro sinoptico:
CONCENTRACIÓN: Es la relación existente entre la cantidad de soluto con respecto a la cantidad de solvente o bien con respecto a la cantidad de solución.
Concentración = soluto / solvente o solución
SOLUCIONES EMPÍRICAS: Son aquellas soluciones en donde para determinar la concentración no se aplican cálculos matemáticos sino que la relación soluto-solvente se determina desde un punto de vista personal de acuerdo a un criterio propio, por lo tanto en este tipo de solución no hay precisión ni exactitud en la determinación de la concentración.
Existen 4 tipos de soluciones empíricas que son:
DILUIDAS: Es aquella solución donde la cantidad de soluto es pequeña comparada con el solvente.
CONCENTRADAS: Es aquella donde la cantidad de soluto es relativamente considerable con respecto a la cantidad de solvente.
SATURADA: Es aquella donde la cantidad de soluto que ha diluido, es la máxima cantidad de solvente a cierta presión y temperatura por lo tanto, cualquier cantidad que se añada de soluto no se disolverá.
SOBRESATURADA: Es aquella solución donde sea ha añadido una cantidad superior al soluto de saturación y por tanta este exceso de soluto al no disolverse precipita.
SOLUCIONES VALORADAS: Son aquellas soluciones donde la concentración es determinada aplicando cálculos y procedimientos matemáticos donde un grado suficiente de precisión y exactitud en la determinación de la concentración.
SOLUCIONES VALORADAS FÍSICAS: Son aquellas soluciones donde matemáticamente se determina la concentración utilizando variables físicas tales como la masa, el volumen, número de moles, y dichos valores se trabajan en forma de porcentajes. La soluciones valoradas físicas que existen son:
POR CIENTO PESO (% W): Son aquellas soluciones donde la concentración se determina calculando el porcentaje correspondiente a la masa total de la solución. El por ciento peso se calcula aplicando la siguiente expresión matemática:
%W = W / Wsol * 100
%W = Por ciento peso.
W = Masa del soluto.
Wsol = Masa total de la solución = masa del soluto + masa del solvente.
POR CIENTO VOLUMEN: Es el porcentaje que corresponde al volumen del soluto con respecto al volumen de la solución.
El volumen de la solución que se debe considerar no corresponde a la masa de volúmenes por efecto de los espacios intermoleculares. Para determinar el por ciento volumen se aplica la siguiente expresión matemática:
%V = V / Vsol * 100
%V = Por ciento volumen.
V = Volumen del soluto.
Vsol = Volumen de la solución.
POR CIENTO PESO-VOLUMEN: Es el porcentaje correspondiente a la masa del soluto con respecto al volumen de la solución.
Para determinar ésta concentración se aplica la siguiente expresión:
%W/V = W/Vsol * 100
%W/V = Por ciento peso-volumen.
W = Masa del soluto.
Vsol = Volumen de la solución.
SOLUBILIDAD: Es un disolvente, es la cantidad de esa sustancia contenida en cien gramos de disolvente, a una temperatura y presión dadas.
Una disolución está saturada a una determinada presión y temperatura cuando contiene disuelta la máxima cantidad de soluto posible a esa temperatura. La concentración de soluto correspondiente a su disolución saturada expresa el grado de solubilidad de la sustancia en un disolvente determinado y a una temperatura dada.
LA SOLUBILIDAD DE LAS SUSTANCIAS SÓLIDAS EN AGUA AUMENTA CON LA TEMPERATURA: Los gases se disuelven en los liquidos en una proporción que depende la naturaleza de ambos. Las disoluciones de gases obedecen a la ley de henry, según la cual , a una temperatura dada, la masa del gas disuelto en una cantidad determinada de liquido es proporcional a la presión que el gas ejerce sobre la superficie del mismo.
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