Download Reacción y Ecuación Química

Reacción y Ecuación Química
Semana 4 – 2016
Isabel Fratti de del Cid
Diseño de diapositivas, imágenes e
ilustraciones cortesía de Licda:
Lilian Guzmán.
1
Reacción Química
En una reacción uno o mas elementos
o compuestos reaccionan para formar uno
o mas elementos o compuestos con
características y propiedades diferentes..
Es decir ocurre un cambio químico.
Ejemplo: Oxidación del Hierro
4 Fe (s) + 3 O2 (g)  2 Fe2O3 (s)
Note: los átomos se mantienen en número igual,
pero formando compuestos diferentes.
2
Manifestaciones
En las reacciones, se puede dar:
 Liberación de gas *
 Cambio de color *
 Formación de precipitado*
 Cambio de temperatura *
 Cambio de pH
 Liberación de olor *
 Producción de luz*
* Estas pueden percibirse a través de nuestros
sentidos( tacto, olfato, vista )
3
Ecuación Química
Con ésta representamos una reacción
Química, usando símbolos y formulas de
los reactivos usados y los productos
formados . Podemos indicar al pie de los
símbolos y fórmulas el estado físico en el
que se encuentran al momento de
reaccionar y formarse.
Como una ecuación es una identidad: debe
balancearse de modo que la cantidad de
átomos participantes sea igual del lado
de los reactivos y productos.
4
Partes de una Ecuación
A+B → C+D
REACTIVOS
PRODUCTOS
REACTIVOS
Elementos ó compuestos que van a participar en la reacción
( se colocan del lado izquierda)
PRODUCTOS
Son las sustancias que la reacción produce ( se colocan del
lado derecho)
CATALIZADOR
Es una sustancia que altera la velocidad de la reacción sin
ser consumido en la reacción. La mayoría de las reacciones
NO requiere catalíticos. Si una reacción requiere agente
catalítico, esta sustancia se coloca generalmente sobre la
flecha de la reacción.Ej:
5
Símbolos
Para escribir ecuaciones se utilizan los
siguientes símbolos y representaciones.
Escribir en la izquierda las formulas ó símbolos
de los reactivos y a la derecha los productos .
Separados por una flecha sencilla (→) si la
reacción es irreversible o una doble (⇄), si la
reacción es reversible.
Para indicar los estados físicos ó las
condiciones de reactivos y productos
podemos usar las sigs recomendaciones.
6
(g)
Gas o estado gaseoso ( del lado de los
productos indica liberación de gas)
(l)
Líquido
(s)
Sólido ( del lado de los productos, indica
formación de precipitado)
(ac)
(aq)
Solución Acuosa
()
Si el producto es un gas ( simbología poco usada)
()
Si el producto es un precipitado ( simbología poco
usada)
Calor, se escribe sobre las flechas o al lado
derecho ( si la reacción es endotérmica )
o izquierdo (sí la reacción es exotérmica)
7
(∆)
Tipos de Reacciones
Reacciones de Síntesis o Combinación
Reaccionan dos o más sustancias y se obtiene un
solo producto. La forma general de las reacciones de
este tipo es :
A + B → AB
Ejemplos :
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
H2(g)+ Br2(g) →2HBr(g)
CaO (s) + CO2 (g)  CaCO3 (s)
8
Síntesis y combinación
9
Reacción de Análisis o Descomposición
Reacción en la que un solo compuesto se
descompone en 2 o más sustancias simples o
compuestos.Este tipo de reacción se representa :
AB→A+B
Ejemplo :
CaCO3 (s) → CaO(s) + CO2(g)
2HgO (s) → 2Hg (S) + O2
2Al2O3(s) →4Al(s) + 3O2(g)
2 Cu (NO3)2 (s)  2 CuO(s) + 4NO2(g)+ O2(g)
10
Análisis o descomposición
11
Reacción de Sustitución simple o
Simple Desplazamiento
Reacción en la cual un elemento desplaza a otro
elemento en un compuesto . Representación
A+ BC → AC +B
Ejemplos :
Fe(s) + CuSO4 (ac)→ FeSO4(ac) + Cu (s)
Zn (s)+ 2HCl(ac) → ZnCl2 (ac) + H2 (g)
Mg + 2 AgNO3 → Mg(NO3)2 + 2Ag
12
Simple desplazamiento
13
Reacciones de Doble sustitución,
doble desplazamiento o Metátesis
Reacción donde un elemento de un compuesto,
sustituye a otro elemento en otro compuesto, Por
lo tanto los reactivos y los productos siempre son
sustancias compuestas. Representación
AB+ CD → AD + CB
Ejemplos:
AgNO3(ac) + NaCl (ac) →AgCl (s) + NaNO3(ac)
Al2(SO4)3 (ac) + 6 KOH (ac) → 2Al(OH)3(s) + 3 K2SO4 (ac)
CuO(s) + 2 HCl(ac) → CuCl2(ac) + H2O
e
Reacciones de Doble sustitución o
Metátesis
15
Reacciones de Neutralización
En esta reacción uno de los reactivos es un
ácido y el otro es una base, los productos
generalmente son una sal y agua.
Pertenecen a las reacciones de doble
desplazamiento. Representación
ACIDO + BASE → AGUA + SAL
HCl (ac) + NaOH (ac) → H2O + NaCl (ac)
H2SO4 (ac) + 2KOH (ac)

K2SO4 (ac) + 2H2O
16
Reacciones de Combustión
Los compuestos que contienen Carbono, Hidrógeno y Oxígeno
arden con el aire (consumiendo Oxígeno) y forman CO2* +H2O
+energía.
• Se forma cuando hay suficiente oxígeno disponible.
• Ejemplo combustión del metano y el Etanol:
CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (g) + Energía
C 2 H5OH (l) + O2 (g)  2 CO2 (g) + 2 H2O ( g) + Energía
17
REACCIÓN ENDOTERMICA
Estas reaccionan necesitan energía, ya que la
energía de los productos es mayor que la energía
de los reactivos. Por lo tanto se les debe de
proporcionar energía , generalmente en forma de
calor( se identifican en el laboratorio porque se
indica: caliente en baño Maria, estufa, mechero.
El valor de △H tiene un signo positivo (+) . Ej
Se pueden indicar de las siguientes formas:
H2(g) + ½ O2(g) +283 Kcal → H2O (l)
H2(g) + ½ O2(g) → H2O (l) △H =+283 Kcal
18
REACCIÓN EXOTERMICA
En éstas reacciones, se libera energía ya que la
energía de los reactivos es mayor que la energía
del producto.
En una reacción exotérmica el calor fluye afuera
del sistema es decir hacia los alrededores. En el
laboratorio, por ejemplo, se siente que el tubo de
ensayo se pone caliente. El valor △H tiene un signo
negativo(-). Puede representarse así:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2(g) + 192 Kcal
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2(g) △H= -192Kcal
19
REACCIONES REVERSIBLES
Pueden realizarse en una u otra dirección.
Reacción directa : A → B ( hacia la derecha)
Reacción inversa: A  B ( hacia la izquierda)
También pueden representarse con una
Doble flecha que apunta en ambas direcciones (⇄) para
indicar que la reacción es reversible.
A ⇄ B
CS2 (g) + 4 H2 (g)
⇄
CH4 (g) + 2 H2S (g)
20
Balanceo de Ecuaciones
Este procedimiento, consiste en buscar los
coeficientes ( Números enteros en su
mayoría que se colocan delante de la
formula ó símbolos de las sustancias
participantes) que permiten que en una
ecuación química se hallen exactamente el
mismo número de átomos a cada lado de la
ecuación .
21
•
•
•
•
•
•
•
Ejemplos:
A- Ecuación NO balanceada:
NH3  N2 + H 2
Balanceada : 2 NH3  N2 + 3 H 2
Los coeficientes que balancean la ecuación:
Del lado de los reactivos : 2
Del lado de los productos: 1, 3
• Nota: para balancear una ecuación NO deben modificarse los
subíndices, solo pueden modificarse los coeficientes.
22
Métodos para balancear una ecuación
•
•
•
•
•
Existen varias formas entre ellas :
A- Método Algebraico ( no se verá)
B- Método del ión electrón ( no se verá )
C- Método Redox ó de Oxido-Reducción ( se verá sem.5)
D- Balanceo por tanteo( se verá sem.4)
23
Balanceo por Tanteo
Se coloca el coeficiente delante de cualquiera
de las fórmulas ó símbolos de las sustancias
participantes , hasta lograr igualar el Número de
cada átomo en el lado de reactivos y productos.
Se recomienda seguir el siguiente orden al
balancear la ecuación :
1) METALES 2) NO METALES
3)HIDROGENOS 4)OXIGENOS
24
Ejercicios: Balancee por tanteo las siguientes ecuaciones.
a) NaOH + H2S → Na2S + H2O
b) KClO3 → KCl + O2
c) Mg(s) + N2 (g) → Mg3N2(s)
d) AgNO3+ BaCl2 → AgCl+ Ba(NO3)2
e) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
f) Cu(NO3)2 +Na2S → CuS+NaNO3
g) CH4 + O2 → H2O + CO2
h) BaCl2 + K2CO3 →BaCO3 + KCl
25
NÚMERO Ó ESTADO DE OXIDACIÓN
Es un número que se le asigna
a los
átomos presentes en un compuesto, ión,
ó en estado elemental.
Reglas para asignar números de
oxidación
1. A todo elemento no combinado o unido
consigo mismo se le asigna un número
de oxidación de cero.
2. Ejemplo:
3. H2 : H=0 Cl2 : Cl = 0 Zn : Zn = 0 Ag : Ag = 0
26
El Hidrógeno en la mayoría de sus compuestos, se le
asigna un numero de Oxidación de +1.
• Excepción Hidruros ( Hidrógeno + Metal) en cuyo
caso el Hidrógeno se le asigna, -1. Estos casos NO
se verán durante el curso. Recordar que si está en
forma de H 2 , se le asigna 0. Ej:
Cargas totales  +2
cargas totales  +3
• H2S :
H 2+1* S -2* NH3 : N -3* H 3+1*
• * Números de oxidación asignados.
27
• El Oxígeno en la mayoría de sus compuestos , se le
asigna un número de oxidación -2. Excepción :
Peróxidos, donde se le asigna -1. Ejemplo:
• H2O2 :
H2 +1 O 2-1 H : +1 O: -1
• En el resto de sus compuestos se le asigna -2.
Cargas totales del oxígeno -4
• CO2
C +4 O-2 2 C: +4 O: -2
cargas totales del oxigeno  - 6
• SO 3
S +6 O -2 3
28
Para las siguientes familias, generalizamos:
Columna IA
No. de oxidación = + 1
Columna IIA
No. de oxidación = + 2
Columna IIIA No. de oxidación = + 3 Excepción : Ta : +1, +3
El Flúor siempre que forma compuestos con átomos diferentes
se le asigna Número de oxidación -1.
3. En un compuesto, la suma de todos los
números de oxidación es cero.
H3BO3 H= +1 B= +3 O= -2
4. En un ión poli atómico, la suma de los número
de oxidación de todos los átomos es igual a la
carga del ión.
PO4 -3 : O = -2 x 4 = -8 ; P = +5 Total carga = -3
29
5. A todos los iones monoatómicos se les asigna
números de oxidación iguales a la carga de
los iones :
6. Na + : Na = +1 Ca +2 : Ca : +2
7. S -2 : S = -2 Cl - : Cl = -1
6- Para compuestos binarios de la siguiente forma:
AxBy : si X es diferente de Y ( , El número de
Oxidación de A será «y» y el de B será «X» Se le debe
colocar signo positivo al átomo de menor
electronegatividad y signo negativo al de mayor
electronegatividad: Ejemplo :
Fe2S3 :
Fe = +3 S = -2
PCl 5 :
P = +5
Cl = -1
30
• Si el elemento se halla en columna par, puede presentar
principalmente números de oxidación pares, que no sobrepasen
su número de columna. Igual los de columnas impares.
Elemento
No. Columna
Nos. 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
31
Recordar que:
Para encontrar los números de oxidación de los elemento
en un compuesto ,BASESE en las normas vistas, NO es
necesario recurrir a la tabla periódica pues alli no
encontrará todos:
Por ejemplo :No aparece el -1, que posee el oxígeno en los
peróxidos, ni el 0 ( cero) que se le asigna a los elementos
No combinados ó combinados con ellos mismos.
Casi siempre el compuesto poseerá elementos con
múmeros de oxidación conocidos, los cuales le servirán de
base para encontrar los otros.
32
• Ejemplos:
• H2SO4
• H2SO3
H= +1 O= -2  S = +6
H= +1 O= -2  S = +4
• HClO 4
H = +1 O= -2  Cl = +7
• Ni 2 ( CO3 )3
Ni = +3 y todo el CO 3 = -2
Entonces C = +4 O = -2 .
33
Determine los números de oxidación de cada elemento en los
siguientes compuestos ó iones.
Cu ( NO3 ) 2
Cu :
N
PbO2
Pb:
O:
KMnO4
K:
Mn:
NO 2 -
N
O:
KClO3
K:
Cl:
O:
Na2SO4
Na:
S:
O:
Co (OH)2
Co:
O:
H:
Fe:
P
O
Fe 3 (PO4) 2
O
O:
34
Fin
35