Transcript 04 Reacciones Quimicas

Universidad de La Frontera
Fac. Ing. Cs. y Adm.
Dpto. Cs. Químicas
Clases Principales de Reacciones
Químicas
Prof. Josefina Canales
La función del agua como disolvente:
Solubilidad de compuestos iónicos
Conductividad eléctrica – El flujo de corriente eléctrica en una solución
es una medida de la solubilidad de compuestos iónicos o
una medida de la presencia de iones en una solución.
Electrolito – Es una sustancia que conduce la corriente cuando se
disuelve en agua. Los compuestos iónicos solubles se
disocian completamente y pueden conducir una gran
corriente por lo que se denominan electrolitos fuertes.
NaCl(s) + H2O(l)
Na+(ac) + Cl -(ac)
Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua cada ión se solvata,
rodéandose de moléculas de disolvente. Estos iones se denominan
“acuosos”, se mueven libremente a través de la solución, y conducen la
electricidad, o ayudan a los electrones a moverse a través de la solución.
La conductividad eléctrica de soluciones iónicas
A El agua destilada no
conduce corriente
eléctrica
B Los iones positivos y
negativos fijos en un sólido
no conducen corriente
eléctrica
Hacia el
Hacia el
electrodo
electrod
o (+) C En solución, los iones(-)
positivos y negativos se
mueven y conducen
corriente eléctrica
¿Conduce electricidad en la disolución?
Cationes (+) y Aniones (-)
Electrólito fuerte: 100% disociación
NaCl (s)
H 2O
Na+ (ac) + Cl- (ac)
Electrólito débil: no se disocia completamente
CH3COOH
CH3COO- (ac) + H+ (ac)
Determinación de moles de iones en
soluciones acuosas de compuestos iónicos
Problema: ¿Cuántos moles de cada ion hay en las siguientes
soluciones?
a) 4.0 moles de carbonato de sodio disueltos en agua
b) 46.5 g de fluoruro de rubidio disueltos en agua
c) 75.0 ml de bromuro de escandio 0.56M disueltos en agua
a) Na2CO3 (s)
H2O
2 Na+(ac) + CO3-2(ac)
2 moles Na+
1 mol Na2CO3
= 8.0 moles Na+ y 4.0 moles de CO3-2 también están presentes
moles de Na+ = 4.0 moles Na2CO3 x
Determinación de moles de iones en
soluciones acuosas de compuestos iónicos
b)
RbF(s)
H2O
Rb+(ac) + F -(ac)
moles de RbF = 46.5 g RbF x 1 mol RbF
104.47 g RbF
= 0.445 moles RbF
entonces están presentes 0.445 moles de Rb+ y 0.445 moles de F –
H 2O
c) ScBr3 (s)
Sc+3(ac) + 3 Br -(ac)
Conversión de volumen a moles :
Moles de ScBr3 = 75.0 ml x 13L x0.56 mol ScBr3 = 0.042 mol ScBr3
10 ml
1L
3
mol
Br
Moles de Br = 0.042 mol ScBr3 x
= 0.126 moles de Br 1 mol ScBr3
y 0.042 moles de Sc+3 también están presentes
Distribución de electrones en moléculas
de H2 y H2O
La solubilidad de compuestos iónicos en agua
La solubilidad de compuestos iónicos en el agua depende de las
magnitudes relativas de las fuerzas electrostáticas entre los iones en el
compuesto iónico y las fuerzas de atracción entre los iones y las
moléculas de agua en el disolvente. Existe un enorme rango en la
solubilidad de compuestos iónicos en el agua. La solubilidad de los
denominados compuestos “insolubles” puede ser de varios órdenes de
magnitud menores a la de aquellos llamados “solubles” en agua, por
ejemplo:
Solubilidad de NaCl en agua a 20oC = 365 g/L
Solubilidad de MgCl2 en agua a 20oC = 542.5 g/L
Solubilidad de AlCl3 en agua a 20oC = 699 g/L
Solubilidad de PbCl2 en agua a 20oC = 9.9 g/L
Solubilidad de AgCl en agua a 20oC = 0.009 g/L
Solubilidad de CuCl en agua a 20oC = 0.0062 g/L
La solubilidad de compuestos covalentes en agua
Los compuestos covalentes que son muy solubles en agua son aquellos
que incluyen el grupo -OH y los llamados “polares” que pueden tener
fuertes interacciones polares(electrostáticas) con el agua. Algunos
ejemplos de estos compuestos son el azúcar de mesa, sacarosa
(C12H22O11); bebidas alcohólicas, etanol (C2H5-OH); y el etileno glicol
(C2H6O2) en el anticongelante de automóviles.
H
Metanol = Metil alcohol
H C O H
H
Otros compuestos covalentes que no contienen un centro polar, ni el
grupo -OH se consideran “no polares”, éstos tienen muy pocas o
ninguna interacción con las moléculas de agua. Como ejemplos están
los hidrocarburos en la gasolina y el aceite que provocan los problemas
obvios en los derrames petroleros, donde el petróleo no se mezcla con el
agua y forma una capa en su superficie.
Octano = C8H18
y/o
Benceno = C6H6
Ácidos –Grupo de moléculas covalentes que pierden
iones de hidrógeno en moléculas de agua en una
solución
Cuando un yoruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua, la atracción
del átomo de hidrógeno de la molécula del agua del átomo de hidrógeno
en HI es mayor que la atracción del ion de yodo para el átomo de
hidrógeno y se pierde en la molécula de agua para formar un ion hidronio
y un yoruro en solución. El átomo de hidrógeno en una solución se puede
expresar como H+(ac) or as H3O+(ac). La presencia de un átomo de
hidrógeno que se pierde fácilmente en una solución es un “ácido”
y se llama la solución “ácida”. El agua (H2O) también podria escribirse
sobre la flecha para indicar que el solvente era agua en que el HI se
disolvió.
HI + H O
H+ + I (g)
2
(L)
HI(g) + H2O(L)
HI(g)
H2 O
(ac)
(ac)
H3O+(ac) + I -(ac)
H+(ac) + I -(ac)
El protón hidratado
Ácidos fuertes y la molaridad de iones H+ en
soluciones acuosas de ácidos
Problema: En soluciones acuosas, cada molécula de ácido sulfúrico perderá
dos protones para producir dos iones de hidronio y un ion de sulfato.
¿Cuál es la molaridad y los iones de sulfato e hidronio en una solución
preparada al disolver 155g de ácido sulfúrico concentrado en agua suficiente
para producir 2.30 litros de solución ácida?
Plan: Determinar el número de moles de ácido sulfúrico, dividir los moles
entre el volumen para obtener la molaridad de los iones del sulfato y el ácido.
La concentración de los iones de hidronio será de dos veces la molaridad del
ácido.
Solución: Dos moles de H+ se liberan por cada mol de ácido:
H2SO4 (l) + 2 H2O(l)
2 H3O+(ac) + SO4- 2(ac)
1 mol H2SO4
= 1.58 moles H2SO4
98.09 g H2SO4
-2
1.58
mol
SO
2
4
Molaridad de SO4 =
= 0.687 Molar en SO4- 2
2.30 l solución
Molaridad de H+ = 2 x 0.687 mol H+ / 2.30 litros = 0.597 Molar en H+
Moles H2SO4 = 155 g H2SO4 x
La reacción
de Pb(NO3)2
y Sal
Reacciones de precipitación: Se forma un producto
sólido
Cuando se mezclan dos soluciones acuosas, existe la posibilidad de que
se forme un compuesto insoluble. Observemos algunos ejemplos para
ver qué sucede al juntar dos soluciones diferentes.
Pb(NO3) (ac) + NaI(ac)
Pb+2(ac) + 2 NO3-(ac) + Na+(ac) + I-(ac)
Cuando se juntan estas dos soluciones, los iones se pueden combinar en
la manera en que entraron a la solución o pueden intercambiar su
constitución. En este caso se puede tener nitrato de plomo y yoduro de
sodio o yoduro de plomo y nitrado de sodio. Para determinar qué
sucederá debemos observar la tabla de solubilidad (p.143) para
determinar lo que se forma. La tabla indica que el yoduro de plomo será
insoluble, así que se formará un precipitado.
Pb(NO3)2 (ac) + 2 NaI(ac)
PbI2 (s) + 2 NaNO3 (ac)
Reacciones de precipitación: ¿Se formará un precipitado?
Si a una solución que contiene cloruro de potacio se le agrega una
solución que contiene nitrato de amonio, ¿obtendremos un precipitado?
KCl(ac) + NH4NO3 (ac)
=
K+(ac) + Cl-(ac) + NH4+(ac) + NO3-(ac)
Al intercambiar cationes y aniones vemos que podríamos tener cloruro
de potacio y nitrato de amonio, o nitrato de potacio y cloruro de
amonio. La tabla de solubilidad muestra que todos los productos
posibles son solubles, así que no existe reacción neta.
KCl(ac) + NH4NO3 (ac) =¡No hay reacción!
Si se mezcla una solución de sulfato de sodio con una solución de nitrato
de bario, ¿obtendremos un precipitado? En la tabla de solubilidad se
muestra que el sulfato de bario es insoluble, por lo tanto, se obtendrá un
precipitado.
Na2SO4 (ac) + Ba(NO3)2 (ac)
BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (ac)
Una reacción de precipitación y sus ecuaciones
Ecuación molecular
2AgNO3(ac) + Na2CrO4(ac)
Ag2CrO4(s) + 2NaNO3(ac)
Nitrato de plata Cromato de sodio Cromato de plata Nitrato de sodio
Ecuación iónica total
_
_
2Ag+(ac) + 2NO3 (ac) + 2Na+(ac) + CrO42 (ac)
Ecuación iónica neta
2Ag+(ac)
+
_
CrO42 (ac)
+
Ag2CrO
_ 4(s) + 2Na (ac)
+ 2NO3 (ac)
Ag2CrO4(s)
Reglas de solubilidad para compuestos iónicos en agua
Compuestos iónicos solubles
1) Todos los compuestos del grupo
1A(I) iones (Na+,K+, etc.) y ion
amonio (NH4+) son solubles.
2) Todos los nitratos comunes
(NO3-), acetatos (CH3COO-), y la
mayoría de los percloratos(ClO4-)
son solubles.
3) Todos los cloruros comunes
(CI), bromuros(Br -), y yoduros(I-)
son solubles, excepto los de Ag+,
Pb2+, Cu2+, y Hg22+.
4) Todos los sulfatos comunes
(SO42-) son solubles, excepto los
de Ca+2, Sr2+, Ba2+, y Pb2+.
Compuestos iónicos insolubles
1) Todos los hidróxidos metales
comunes son insolubles, excepto
los del grupo1A (1) y los miembros
más grandes del grupo2A(2)
(empezando con el Ca2+).
2) Todos los carbonatos (CO32-) y
fosfatos comúnes (PO43-) son
insolubles, excepto los del
grupo1A(1) y NH4+.
3) Todos los sulfuros comunes son
insolubles, excepto los del grupo
1A(1), grupo 2A(2), y NH4+.
Predicción de la ocurrencia de una reacción
de precipitación; escritura de ecuaciones:
a) Mezcla de nitrato de calcio y sulfuro de sodio.
Ecuación molecular
Ca(NO3)2 (ac) + Na2SO4 (ac)
CaSO4 (s) + NaNO3 (ac)
Ecuación iónica total
Ca2+(ac)+2 NO3-(ac) + 2 Na+(ac)+ SO4-2(ac)
CaSO4 (s) + 2 Na+(ac+) 2 NO3-(ac)
Ecuación iónica neta
Ca2+(ac) + SO-4(ac)
CaSO4 (s)
Los iones espectadores son Na+ y NO3b) Mezcla de sulfato de amonio y cloruro de magnesio.
Al intercambiar iones, no se forma ninguna precipitación, por tanto, no
ocurrirán reacciones químicas. ¡Todos los iones son espectadores!
Reacción ácido - base Reacciones de neutralización
Un ácido es una sustancia que produce iones H+ (H3O+) cuando se
disuelve en agua.
Una base es una sustancia que produce iones OH – cuando se disuelve
en agua.
Los ácidos y las bases son electrolitos, y su fuerza se categoriza en
razón de su grado de disociación en iones en soluciones acuosas para
producir iones de hidronio o hidróxido. Los ácidos y las bases fuertes
se disocian completamente, y son electrolitos fuertes. Los ácidos y las
bases débiles se disocian poco y son electrolitos débiles.
La reacción general entre un ácido y una base es:
HX(ac) + MOH(ac)
Ácido
+ Base
MX(ac) + H2O(L)
=
Sal
+ Agua
Comportamiento de los electrolitos
fuertes y débiles
A Electrolito fuerte
B Electrolito débil
Ácidos y bases selectos
Ácidos
Bases
Fuertes
Fuertes
Ácido clorhídrico, HCl
Ácido bromhídrico, HBr
Ácido yodhídrico, HI
Ácido nítrico, HNO3
Ácido sulfúrico, H2SO4
Ácido perclórico HClO4
Débiles
Ácido fluorhídrico, HF
Ácido fosfórico, H3PO4
Ácido acético, CH3COOH
(o HC2H3O2)
Hidróxido de sodio, NaOH
Hidróxido de potasio, KOH
Hidróxido de calcio, Ca(OH)2
Hidróxido de estroncio, Sr(OH)2
Hidróxido de bario, Ba(OH)2
Débiles
Amoniaco, NH3
Escritura de ecuaciones balanceadas para
reacciones de neutralización I
Problema: Escriba las reacciones químicas balanceadas (molecular,
iónica total, iónica neta) para las siguientes reacciones
químicas:
a) Hidróxido de calcio(ac) y ácido yodhídrico(ac)
b) Hidróxido de litio(ac) y ácido nítrico(ac)
c) Hidróxido de bario(ac) y ácido sulfúrico(ac)
Plan: Todos éstos son ácidos y bases fuertes, por lo tanto producirán
agua y las sales correspondientes.
Solución:
a)
Ca(OH)2 (ac) + 2HI(ac)
CaI2 (ac) + 2H2O(l)
Ca2+(ac) + 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) + 2 I -(ac)
Ca2+(ac) + 2 I -(ac) + 2 H2O(l)
2 OH -(ac) + 2 H+(ac)
2 H2O(l)
Escritura de ecuaciones balanceadas para
reacciones de neutralización II
b) LiOH(ac) + HNO3
(ac)
LiNO3 (ac) + H2O(l)
Li+(ac) + OH -(ac) + H+(ac) + NO3-(ac)
Li+(ac) + NO3-(ac) + H2O(l)
OH -(ac) + H+(ac)
c)
Ba(OH)2 (ac) + H2SO4 (ac)
H2O(l)
BaSO4 (s) + 2 H2O(l)
Ba2+(ac) + 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) + SO42-(ac)
BaSO4 (s) + 2 H2O(l)
Ba2+(ac) + 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) + SO42-(ac)
BaSO4 (s) + 2 H2O(l)
Titulación ácido base
H+(ac)
_
+ X (ac) +
M+(ac)
_
+ OH (ac)
H2O(l) +
M+(ac)
_
+ X (ac)
Determinación de la concentración de
ácido por una titulación ácido – base)
Volumen (L) de base (diferencia
en las lecturas de la bureta)
multiplicar por M
(mol/L) de base
Cantidad (moles) de base
relación molar
Cantidad (moles de ácido)
dividir entre el
volumen (L) de ácido
M (mol/L) de ácido
Determinación de la concentración de
ácido por una titulación ácido – base
Problema: Se realiza una titulación entre hidróxido de sodio e
hydrogenphthalate de potasio (KHP) para estandarizar la solución base,
colocando 50.00 mg de hydrogenphthalate de potasio en un matraz con
unas cuantas gotas de un indicador. Una bureta se llena con la base, y la
lectura inicial de la bureta es 0.55 ml; al final de la titulación la lectura
de la bureta es 33.87 ml. ¿Cuál es la concentración de la base?
Plan: Use la masa molar del KHP (204.2 g/mol) para calcular el
número de moles del ácido, de la ecuación balanceada, la reacción es
igual molar, entonces sabemos las moles de base , y a partir de las
diferencias en las lecturas de la bureta podemos calcular la molaridad de
la base.
Solución:
HKC8H4O4 (ac) + OH -(ac)
KC8H4O4-(ac) + H2O(ac)
Determinación de la concentración de
base por una titulación ácido - base
moles KHP = 50.00 mg KHP x 1.00 g
204.2 g KHP
1000 mg
1 mol KHP
= 0.00024486 mol KHP
Volumen de base = Lectura final en la bureta –Lectura inicial en la bureta
= 33.87 ml - 0.55 ml = 33.32 ml de base
Un mol de ácido = un mol de base; por tanto 0.00024486 moles de
ácido producirán 0.00024486 moles de base en un volumen de 33.32 ml.
0.00024486 moles
molaridad de base =
0.03332 L
= 0.07348679 moles por litro
molaridad de base = 0.07349 M
Reacción acuosa ácido- base fuerte en
escala atómica
_
Iones M+ y X
permanecen en
la solución
como iones
espectadores
Mezcla de las
soluciones
acuosas de
ácido-base
fuerte
ácido fuerte
HX(ac)
Evaporación
del agua, que
deja la sal
sólida
Cristal de sal
Cambio químico,
transferencia de un
H_+ del H3O+ al
OH formando H2O
base fuerte
MOH(ac)
_
H3O+(ac) + X (ac)
mezcla
_
2H2O(l) + M+(ac) + X (ac)

2H2O(g) + MX(s)
_
M+(ac) + OH (ac)
ácido + base
Sal + H2O
Una reacción ácido-base que forma un
producto gaseoso
Ecuación molecular
NaHCO3(ac) + CH3COOH(ac)
Ecuación iónica total
_
Na+(ac) + HCO3 (ac) + CH3COOH(ac)
Ecuación iónica
neta
_
HCO3 (ac) + CH3COOH(ac)
CH3COONa(ac) + CO2(g) + H2O(l)
_
CH3COO (ac) + Na+(ac) + CO2(g) + H2O(l)
_
CH3COO (ac) + CO2(g) + H2O(l)
La reacción de ácido con carbonatos o bicarbonatos producirá
gas de dióxido de carbono que se libera de una solución como
gas en forma de burbujas.
Transferencia de
electrones
Formación de un
compuesto iónico
Pares de
electrones
compartidos
igualmente
Formación de un
compuesto covalente
Solido ionico
Desplazamiento
de electrones
Pares de
electrones
compartidos
desigualmen
te
El proceso redox en la
formación de un compuesto
Reglas para asignar el número de oxidación
Reglas generales
1) Para un átomo en su forma elemental (Na, O2 Cl2, etc.) N.O.. = 0
2) Para un ion monoatómico: N.O. = carga del ion
3) La suma de los valores N.O. Para los átomos en un compuesto es igual a cero. La
suma de los valores de N. O. Para los átomos en un ion poliatómico es igual a la
carga del ion.
Reglas para átomos específicos o grupos de la tabla periódica
1) Para el grupo 1A (1):
2) Para el grupo 2A (2):
3) Para el hidrógeno:
O.N. = +1 en todos los compuestos
O.N. = +2 en todos los compuestos
O.N. = +1 en combinación con no metales
O.N. = -1 en combinación con los metales y el boro
4) Para el flúor:
O.N. = -1 en todos los compuestos
5) Para oxígeno:
O.N. = -1 en peróxidos
O.N. = -2 en todos los otros compuestos (excepto con F )
6) Para el grupo 7A (17) O.N. = -1 en combinación con metales, no metales
(excepto O),y otros halógenos menores en el grupo.
Números de oxidación mayor y menor de los
grupos reactivos principales de elementos
+1
+1
-1
1 H
no metales
1A 2A
3A 4A 5A 6A 7A
+1 +2
+3 +4-4 +5-3 +6-2 +7-1
Li
B
C
N
O
F
3 Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
4
Ga Ge As Se
Br
5 Rb Sr
In
Sn Sb Te
I
6
Cs Ba
Tl
Pb Bi
7
Fr Ra
2
Be
K Ca
metaloides
metales
Po At
Un resumen de la terminología para reacciones
oxidación –reducción (redox)
Transferencia o
desplazamiento
de electrones
X pierde
electrones
Y gana
electrones
X se oxida
Y es reducido
X es el agente
reductor
Y es el agente
oxidante
X incrementa el
número de
oxidación
Y decrece en
número de
oxidación
Periodo IA
H
1
+1 -1
Li
2
Elementos del grupo principal
IIA
Be
IIIA
B
+1
+2
+3
Na
+1
Mg
+2
Al
+3
K
Ca
Ga
+1
+2
5
Rb
+1
Sr
+2
6
Cs
+1
Ba
+2
3
4
IVA
VA
VIA
C
N
O
+4,+2 Todos de
-1,-4 +5 -3 -1,-2
Si
P
+4,-4 +5,+3
-3
Ge
+4,+2
+3, +2 -4
VIIA
F
VIIIA
He
Ne
-1
S -1 Cl
+6,+4 +7,+5
+2,-2 +3,+1
Ar
As
Se -1 Br
+5,+3 +6,+4 +7,+5
-3
-2
+3,+1
Kr
+2
Xe
In
Sn
Sb
Te -1 I
+3,+2 +4,+2, +5,+3 +6,+4 +7,+5 +6,+4
+1
-4
-3
-2
+3,+1 +2
Rn
Tl
Pb
Bi
Po -1 At
+6,+4 +7,+5
+2
+3,+1 +4,+2
+3
+2,-2 +3,+1
Metales de transición
Posibles estados de oxidación
VIIIB
IIIB IVB VB VIB VIIB
IB IIB
Sc
Ti
V
Cr +2Mn Fe
Co
Ni
Cu Zn
+3 +4,+3 +5,+4 +6,+3 +7,+6 +3,+2 +3,+2 +2 +2,+1 +2
+2
+3+2 +2
+4,+3
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh Pd
Ag
+3 +4,+3 +5,+4 +6,+5 +7,+5 +8,+5 +4,+3 +4,+2 +1
+2
+4,+3 +4
+4,+3
Cd
+2
La
Hf
Ta
W
Re +2Os Ir
Pt
Au Hg
+3 +4,+3 +5,+4 +6,+5 +7,+5 +8,+6 +4,+3 +4,+2 +3,+1 +2,+1
+3
+4
+4
+4,+3 +1
Determinación del número de oxidación de
un elemento en un compuesto
Problema: Determine el número de oxidación (N.O.) de cada elemento
en los siguientes compuestos.
a) cloruro de hierro III b) dióxido de nitrógeno c) ácido sulfúrico
Plan: Aplicaremos las reglas de la Tabla 4.3, asegurándonos siempre de
observar los valores de oxidación para que los valores de N.O. en un
compuesto sean igual a cero, y en un ion poliatómico resulten la
carga del ion.
Solución:
a) FeCl3 Este compuesto está constituido de iones monoatómicos. El
N.O. de Cl- es -1, para un total de -3. Por tanto, el Fe es +3.
b) NO2 El N.O. de oxígeno es -2 para un total de -4. Puesto que el N.O.
en un compuesto debe ser cero, el N.O. De N es +4.
c) H2SO4 El N.O. de H es +1, entonces el grupo SO42- debe sumar -2.
El N.O. de O es -2 para un total de -8. Entonces el átomo de sulfuro
es de +6.
Reconocimiento de agentes oxidantes y reductores - I
Problema: Identifique el agente oxidante y el reductor en las
siguientes reacciones:
a) Zn(s) + 2 HCl(ac)
ZnCl2 (ac) + H2 (g)
Plan: Primero asignaremos el número de oxidación (N.O.) a cada
átomo (o ion) con base en las reglas de la Tabla 4.3. El reactivo es el
agente reductor si contiene un átomo que se oxida (N.O.se incrementa
en la reacción). El reactivo es el agente oxidante si contiene un átomo
que se reduce (N.O. disminuye).
Solución:
a) Asignación de los números de oxidación:
-1
+1
0
Zn(s) + 2 HCl(ac)
-1
0
+2
ZnCl2 (ac) + H2 (g)
¡HCl es el agente oxidante, y Zn es el agente reductor!
Balanceo de ecuaciones Redox en
ácidos acuosos y soluciones base :
ÁCIDO: Se puede agregar H+ ( H3O+ ), o agua ( H2O ) a cualquier lado
de la ecuación química.
H+ + OH -
H2O
BASE: Se puede agregar OH-, o agua a cualquier lado de la ecuación
química.
H+ + OH H+ + H 2O
H2 O
H 3O+
Balanceo de ecuaciones REDOX: El
método del número de oxidación
Paso 1) Asigna los números de oxidación a todos los elementos en la ecuación.
Paso 2) A partir de los cambios en los números de oxidación, identifica las
especies oxidadas y reducidas.
Paso 3) Cuenta el número de electrones perdidos en la oxidación y ganados en la
reducción a partir de los cambios en los números de oxidación. Dibuja
líneas delgadas entre estos átomos para mostrar los cambios de electrones.
Paso 4) Multiplica uno o los dos de estos números por factores apropiados para
hacer que los electrones perdidos sean igual a los ganados, y usa estos
factores como coeficientes de balanceo.
Paso 5) Completa el balanceo por inspección, agregando los estados de la
materia.
Balanceo de ecuaciones REDOX por el
método del N.O. - I
+2 e-
0
___
2 H2 (g) +___ O2 (g)
0
- 1 e-
-2
___
2 H2O(g)
+1
Electrones perdidos = electrones ganados; por tanto, multiplica la
reacción del hidrógeno por 2, ¡y se obtiene el balanceo!
Balanceo de ecuaciones REDOX por el método
del N.O. - II
+2
-1e-
Fe+2(ac) + MnO4-(ac) + H3O+(ac)
+3
Fe+3(ac) + Mn+2(ac) + H2O(ac)
+5 e+2
+7
Multiplica Fe+2 & Fe+3 por 5 para corregir los electrones ganados por el
manganasio.
5 Fe+2(ac) + MnO4-(ac) + H3O+(ac)
5 Fe+3(ac) + Mn+2(ac) + H2O(ac)
Haz cuatro moléculas de agua de los protones del ácido, y los oxígenos
del MnO4-, esto requerirá de 8 protones, o iones hidronio. Se formará un
total de 12 moléculas de agua.
5 Fe+2(ac) + MnO4-(ac) +8 H3O+(ac)
5 Fe+3(ac) + Mn+2(ac) +12 H2O(ac)
Balanceo REDOX por el método de reacción - media
Fe+2(ac) + MnO4-(ac)
Fe+3(ac) + Mn+2(ac) [solución ácida]
Identifica las reacciones medias de oxidación y reducción
Fe+2(ac)
Fe+3(ac) + e- [reacción media de oxidación]
MnO4-(ac)
Mn+2(ac)
¡agrega H+ a los reactivos y el producto será agua!
MnO4-(ac) + 8H3O+(ac) +5eSuma las dos reacciones medias
{ Fe+2(ac)
Mn+2(ac) + 12H2O(l)
[reacción media de oxidación]
MnO4-(ac) + 8H3O+(ac) +5eMnO4-(ac)+ 8H3O+(ac)+5e- +5Fe+2(ac)
Fe+3(ac) +e- } x5
Mn+2(ac) + 12H2O(l)
5Fe+3(ac)+5e- + Mn+2(ac)+ 12H2O(l)
Balanceo REDOX por el método de reacción - media
MnO4-(ac) + SO32-(ac)
Oxidación:
MnO2 (s) + SO42-(ac) [solución básica]
SO32-
SO42-(ac) + 2e -
Agrega OH- al lado del reactivo, y agua al lado del producto para obtener
oxígeno y hacer un balanceo, puesto que tenemos más oxígeno en el sulfato
que en el sulfito.
SO32-(ac) + 2 OH-(ac)
SO42-(ac) + H2O(l) + 2e Reducción:
MnO4-(ac) + 3e MnO2 (s)
Agrega agua al lado del reactivo y OH- al lado del producto para recoger el
oxígeno perdido cuando MnO4- se dirige a MnO2 y pierde dos átomos de
oxígeno.
MnO4-(ac) + 2 H2O(l)+ 3e -
MnO2 (s) + 4 OH-(ac)
Multiplica la ecuación de la oxidación por 3 para hacer los electrones 6.
Multiplica la ecuación de reducción por 2 para que los electrones resulten 6 y
agregar los dos.
3 SO3-2(ac) + 2 MnO4-(ac) + H2O(l)
3 SO4-2(ac) + 2 MnO2 (s) + 2 OH-
Balanceo REDOX por el método de reacción - media
MnO4-(ac) + SO32-(ac)
MnO2 (s) + SO42-(ac) [solución ácida]
Oxidación:
SO32-(ac)
SO42-(ac) + 2 e Agrega agua al lado del reactivo para proporcionar un oxígeno y agrega
dos protones al lado del producto que quedará con dos electrones más.
SO32-(ac) + H2O(l)
SO42-(ac) + 2 H+(ac) + 2 e Reducción:
MnO4-(ac) + 3 eMnO2 (s)
Agrega agua al lado del proucto para recoger el oxígeno extra de los
componentes de Mn, y agrega hidrógenos al lado del reactivo.
MnO4-(ac) + 3 e- + 4H+
MnO2 (s) + 2 H2O(l)
Multiplica la ecuación de la oxidación por 3 y la ecuación de la
reducción por 2 para cancelar electrones, protones y moléculas de agua.
3SO32-(ac) + 2MnO4-(ac) + 2H+(ac)
3 SO42-(ac) + 2MnO2 (s) + H2O(l)
Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N.O. - III
+7
+ 3 e-
MnO4-(ac) + SO32-(ac)
+4
( Solución ácida )
MnO2 (s) + SO42-(ac)
+4
- 2 e+6
Para balancear los electrones, debemos multiplicar el sulfito por 3,y el
Permanganato por 2. Después debemos hacer algo para balancear el
oxígeno, agregando ácido al lado del reactivo, y agua al lado del
producto.
2 MnO4-(ac) + 3 SO32-(ac) + H3O+(ac)
2 MnO2 (s) + 3 SO42-(ac) +
HPara
2O(ac)el balance final es necesario tomar en cuenta que los protones
necesarios para los átomos de oxígeno deben ser balanceados, y puesto
que hemos llamado H+ ion - iones hidronio, ¡se formará agua!
2 MnO4-(ac)+ 3 SO32-(ac)+2 H3O+(ac)
2 MnO2 (s) + 3 SO42-(ac) +3 H2O(ac)
Balanceo REDOX por el método de reacción - media
MnO4-(ac) +SO32-(ac)
MnO2(s) + SO42-(ac) [solución básica
Balancea la ecuación como si fuera un ácido, y luego conviértela a base:
2MnO4-(ac) + 3SO32-(ac) + 2H+(ac)
2MnO2(s) + 3SO42-(ac) + H2O(l)
Para convertirla a base, agrega dos OH-a cada lado de la ecuación:
2MnO4-(ac)+ 3SO32-(ac)+2 H2O(l)
2MnO2(s)+ 3SO42-(ac)+ H2O(l)+2OH-(ac)
Del lado del reactivo, el H+ y el OH- se cancelan para dar agua.
2MnO4-(ac)+ 3SO32-(ac)+2 H2O(l)
2MnO2(s)+ 3SO42-(ac)+ H2O(l)+2OH-(ac)
¡Cancela el agua de cada lado de la ecuación y terminaste!
2MnO4-(ac) + 3SO32-(ac) + H2O(l)
2MnO2(s) + 3SO42-(ac) +2OH-(ac)
Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N.O.
El metal zinc se disuelve en ácido nítrico para dar Zn2+ y el ion amonio
del ácido nítrico reducido. ¡Escribe la ecuación química balanceada!
Zn(s) + H+(ac) + NO3-(ac)
Zn2+(ac) + NH4+(ac)
Método de oxidación
- 2 e-
Zn(s) + H+(ac) + NO3-(ac)
Zn2+(ac) + NH4+(ac)
+5
+8 e-3
Multiplica zinc y Zn2+ por 4, y amonia por unidad. Puesto que no
tenemos oxígeno al lado del producto, agrega 3 moléculas de agua al
lado del producto, requiriendo10 H+ del lado del reactivo.
4 Zn(s) +10 H+(ac) + NO3-(ac)
4 Zn2+(ac) + NH4+(ac) + 3 H2O(l)
Balanceo REDOX por el método de reacción - media
Dado que:
Oxidación:
Zn(s) + H3O+(ac) + NO3-(ac)
Zn(s)
Zn2+(ac) + NH4+(ac)
Zn2+ + 2 e-
H3O+(ac) + NO3-(ac) + 8 e NH4+(ac) + H2O(l)
Necesitaremos tres aguas para recoger los oxígenos del ion
de nitrato, y para los hidrógenos necesitamos tener 10
iones de hidrógeno. Debido a que los iones de hidrógeno
vienen como iones hidronio, necesitaremos 10 moléculas
más de agua.
10 H3O+(ac) + NO3-(ac) + 8 e NH4+(ac) + 13 H2O(l)
Finalmente, si vamos a agregar las dos ecuaciones, debemos multiplicar
el Ox. uno por 4 para poder cancelar los electrones, por lo que la
ecuación balanceada es:
Reducción:
10 H3O+(ac) + NO3-(ac) + 4 Zn(s)
4 Zn+2(ac) + NH4+(ac) + 13 H2O(l)
Balanceo REDOX por el método de reacción - media-
En ácido, el dicromato de potacio reacciona con el etanol (C2H5OH ) para
producir la solución verde azulosa deCr+3, reacción usada en “alcoholímetros”.
H3O+(ac) + Cr2O72-(ac) + C2H5OH(l)
Cr3+(ac) + CO2 (g) + H2O(l)
Oxidación:
C2H5OH(l)
CO2 (g)
Necesitamos balancear oxígeno agregando agua del lado del reactivo, y
balancear el hidrógeno agregando protones del lado del producto.
C2H5OH(l) + 3 H2O(l)
2 CO2 (g) + 12 H+(ac)
Puesto que deseamos considerar H+ como el ion hidronio - H3O+ ,
debemos agregar 12 moléculas de agua al lado del reactivo, y convertir
el H+ en H3O+.
C2H5OH(l) + 15 H2O(l)
2 CO2 (g) + 12 H2O+(ac) + 12 e -
Balanceo REDOX por el método de reacción media
Reducción:
Cr2O72-(ac)
Cr+3(ac)
El dicromato tiene dos átomos de cromo, por tanto el producto necesita
tener dos Cr+3, y 3 electrones por átomo. Los átomos de oxígeno del
dicromato necesitan recogerse como agua del lado del producto
agregando protones del lado del reactivo.
14H+(ac) + Cr2O72-(ac)
Cr+3(ac) + 7 H2O(l)
Cada átomo de cromo cambia su oxidación de +6 a +3 al aceptar 6
electrones, así que añadiremos 6 electrones al lado del reactivo.
6e - + 14 H3O+(ac) + Cr2O72-(ac)
2 Cr+3(ac) + 21 H2O(l)
Al reunir las dos ecuaciones se obtiene la ecuación final:
Ox:
C2H5OH(l) + 15 H2O(l)
Rd: [6e - + 14 H3O+(ac) + Cr2O72-(ac)
C2H5OH(l) + 16 H3O+(ac) + 2 Cr2O72-(ac)
2 CO2 (g) + 12 H3O+(ac) + 12 e 2 Cr+3(ac) + 21 H2O(l)] x 2
2 CO2 (g) + 4 Cr+3(ac) + 27 H2O(l)
Balanceo REDOX por el método de reacción media
La plata es un mineral de extracción para el que se utiliza un ion de cianuro
OHbásico.
-
Ag(s) + CN (ac) + O2 (g)
Oxidación:
CN-(ac) + Ag(s)
Ag(CN)2 (ac)
Ag(CN)2-(ac)
Puesto que se necesitan dos iones de cianuro para formar el compuesto, agrega
dos de ellos del lado del reactivo e la ecuación. La plata también se oxida, por
lo que pierde un electrón, por tanto, agrega un electrón del lado del producto.
2 CN-(ac) + Ag(s)
Reducción:
O2 (g) + H2O(ac)
Ag(CN)2-(ac) + e OH-(l)
Puesto que el oxígeno sirve para formar iones de óxido, es necesario añadir 4
electrones del lado del reactivo, y se necesitan 2 moléculas de agua para
proveer a los hidrógenos para formar iones hidróxidos, y así producir iones 4
OH-.
4 e - + O2 (g) + 2 H2O(ac)
4 OH-(l)
Balanceo REDOX por el método de reacción - media-
Para agregar la ecuación de la reducción a la ecuación de la oxidación
es necesario que la oxidación 1 se multiplique por cuatro para eliminar
los electrones.
Ox (x4)
8CN-(ac) + 4 Ag(s)
4 Ag(CN)2-(ac) + 4 e Rd
4 e - + O2 (g) + 2 H2O(l)
8 CN -(ac) + 4 Ag(s) + O2 (g) + 2 H2O(l)
4 OH -(ac)
4 Ag(CN)2-(ac) + 4 OH -(ac)
Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N.O. -1 e -
0
+1
Ag(s) + CN -(ac) + O2 (g)
0
Ag(CN)2-(ac) + OH -(ac)
+ 2 e-
-2
Para balancear los electrones debemos poner 4 frente a Ag, debido a que cada
oxígeno pierde dos electrones, y son dos a la vez. Eso requiere de que
pongamos 4 frente al compuesto de plata, produciendo 4 iones de cianuro.
4 Ag(s) + 8 CN -(ac) + O2 (g)
4 Ag(CN)2-(ac) + OH -(ac)
No tenemos hidrógeno del lado del reactivo, por lo que debemos
agregar agua para que funcione como éste, y como también agregamos
oxígeno, debemos añadir dos moléculas de agua, lo que nos dará 4
aniones de hidróxido y una ecuación química balanceada.
4 Ag(s) + 8 CN -(ac) + O2 (g) + 2 H2O(l)
4 Ag(CN)2-(ac) + 4 OH -(ac)
Titulación redox
Ecuación iónica neta:
_
2
_
2MnO4 (ac) + 5C2O4 (ac) + 16H+(ac)
2Mn2+(ac) + 10CO2(g) + 8H2O(l)
Titulaciones redox – Guía de cálculo
Volumen (L) de Solución KMnO4 Problema: Se precipitó oxalato de
a)
M (mol/L)
Moles de KMnO4
b)
Relación molar
Moles de CaC2O4
c)
Fórmulas químicas
Moles de Ca+2
calcio a partir de sangre, mediante la
adición de oxalato de sodio de forma
que el ión de calcio pueda ser
determinado en la muestra de sangre.
La solución de ácido sulfúrico en la
que se disolvió el precipitado requirió
2.05 ml de 4.88 x 10-4 M KMnO4 para
alcanzar el punto final.
a) calcule la cantidad (mol) de
Ca+2.
b) Calcule la concentr. iónica de Ca+2
Plan: a) Calcule la molaridad del
Ca+2 en la solución de H2SO4.
b) Convierta la concentración de Ca+2
en unidades de mg Ca+2/ 100 ml de
sangre.
Cálculo de titulación redox
Ecuación:
2 KMnO4 (ac) + 5 CaC2O4 (ac) + 8 H2SO4 (ac)
2 MnSO4 (ac) + K2SO4 (ac) + 5 CaSO4 (ac) + 10 CO2 (g) + 8 H2O(L)
a) Moles de KMnO4
mol = vol x molaridad
mol = 0.00205 L x 4.88 x 10- 4mol/L
mol = 1.00 x 10 - 6mol KMnO4
b) Moles de CaC2O4
5 mol CaC2O4
-6
mol CaC2O4 = 1.00 x 10 mol KMnO4 x
=
2 mol KMnO4
mol CaC2O4 = 2.50 x 10 -6 mol CaC2O4
c) Moles de Ca+2
+2
1
mol
Ca
+2
-6
mol Ca = 2.50 x 10 mol CaC2O4 x
=
1 mol CaC2O4
mol Ca+2 = 2.50 x 10 -6 mol Ca+2
Titulaciones redox – Guía de cálculo
Moles de Ca2+/ 1 ml de sangre
Multiplicar por 100 a) Calc de mol Ca+2 por 100 ml
Moles de Ca2+/ 100 ml de sangre
M (g/mol)
b) Calc de masa de Ca+2 por 100 ml
Masa(g) de Ca2+/100 ml de sangre
1g = 1000mg
Masa(mg) de Ca2+/100 ml de sangre
c) conversión de g a mg
Cálculo de titulación redox
a) mol Ca+2 por 100 ml de sangre
mol Ca+2 =
mol Ca+2 x 100 ml sangre =
100 ml sangre 1.00 ml sangre
-6 mol Ca+2
mol Ca+2
2.50
x
10
=
x 100 ml sangre =
100 ml sangre
1.00 ml sangre
mol Ca+2
= 2.50 x 10 -4 mol Ca+2
100 ml sangre
b) masa (g) de Ca+2
masa Ca+2 = mol Ca+2 x mol masa Ca/ mol =
masa Ca+2 = 2.50 x 10 -4mol Ca+2 x 40.08g Ca/mol = 0.0100 g Ca+2
c) masa (mg) de Ca+2
masa Ca+2 = 0.0100g Ca+2 x 1000mg Ca+2/g Ca+2 = 10.0 mg Ca+2
100 ml sangre
Tipos de reacciones químicas
I) Reacciones de combinación que son reacciones redox.
a) Un metal y un no metal forman un compuesto iónico
b) Dos no metales forman un compuesto covalente
c) Combinación de un compuesto y un elemento
II) Reacciones de combinación que no son reacciones redox.
a) Un óxido metálico y un óxido no metálico forman un compuesto
iónico con un anión poliatómico
b) Un óxido metálico y el agua forman bases
c) Los óxidos no metálicos y el agua forman ácidos
III) Reacciones de descomposición.
a) Descomposición térmica
i) La mayoría de los compuestos iónicos con oxianiones
forman un óxido metálico y un óxido no metálico gaseoso
ii) La mayoría de los óxidos metálicos, cloratos y percloratos
liberan oxígeno
b) Descomposición electrolítica
Tipos de reacciones químicas
IV) Reacciones de desplazamiento.
a) Reacciones de desplazamiento simple – las series de actividad de
los metales
i) Un metal desplaza hidrógeno del agua o de un ácido
ii) Un metal desplaza otro ión metálico de la solución
iii) Un halógeno desplaza un ión haluro de la solución
b) Reacciones de doble desplazamiento
i) En las reacciones de precipitación: Se forma un precipitado
ii) En reacciones ácido-base: Ácido+Base forman una sal y agua
V) Reacciones de combustión – Todas son procesos redox.
a) Combustión de un elemento con oxígeno para formar óxidos
b) Combustión de hidrocarburos para producir agua y dióxido de
carbono
Reactivos
Productos
Tres vistas de una reacción de
combinación entre elementos
Potasio
Cloro
Cloruro de potasio
Reacciones de metales con no metales para
formar compuestos iónicos - Rxns Redox
Metales alcalinos y tierras alcalinas con halógenos
2 Na(s) + Cl2 (g)
2 NaCl(s)
Ba(s) + Br2 (l)
BaBr2 (s)
Un metal y un no metal (oxígeno) para formar compuestos iónicos
4 Fe(s) + 3 O2 (g)
4 K(s) + O2 (g)
2 Fe2O3 (s)
2 K2O(s)
Metales con los no metales azufre y nitrógeno
16 Fe(s) + 3 S8
8 Fe2S3 (s)
3 Ca(s) + N2 (g)
Ca3N2 (s)
Dos no metales se combinan para formar un
compuesto covalente binario - Rxns redox
Halógenos de no metales
P4 (s) + 6 F2 (g)
4 PF3 (g)
I2 (s) + 5 F2 (g)
2 IF5 (l)
S8 (s) +4 Br2 (l)
4 S2Br2 (l)
N2 (g) + 3 Cl2 (g)
2 NCl3 (g)
Nitruros y sulfuros
P4 (s) +10 N2 (g)
S8 (s) +2 N2 (g)
8 P4 (s) + 5 S8 (s)
4 P3N5 (s)
2 S4N2
(s)
8 P4S5 (s)
Otros elementos se combinan con
oxígeno para formar óxidos
Metales en combinación con oxígeno
4 Na(s) + O2 (g)
2 Ca(s) + O2 (g)
4 Al(s) +3 O2 (g)
2 Na2O(s)
2 CaO(s)
2 Al2O3 (s)
Ti(s) + O2 (g)
TiO2 (s)
N2 (g) + O2 (g)
2 NO (g)
No metales con oxígeno
P4 (s) + 5 O2 (g)
P4O10 (s)
S8 (s) +8 O2 (g)
8 SO2 (g)
2 F2 (g) + O2 (g)
2 OF2 (g)
Óxidos no metálicos y Haluros Reaccionan
con oxígeno adicional y halógenos para
formar óxidos y haluros “más grandes”
1) Óxidos no metálicos con oxígeno:
2 NO(g) + O2 (g)
P4O6 (s) +2 O2 (g)
2 CO(g) + O2 (g)
2) Haluros no metálicos con halógenos:
ClF(g) + F2 (g)
2 NO2 (g)
P4O10 (s)
2 CO2 (g)
ClF3 (g)
BrF3 (g) +F2 (g)
BrF5 (l)
IF3 (g) + F2 (g)
IF5 (l)
IF5 (l) + F2 (g)
IF7 (l)
Combinación de un compuesto y un elemento:
Óxidos no metálicos y haluros reaccionan con oxígeno
adicional y halógenos para formar óxidos y haluros “más
grandes”
1) Óxidos no metálicos con oxígeno:
2 NO(g) + O2 (g)
P4O6 (s) +2 O2 (g)
2 CO(g) + O2 (g)
2) Haluros no metálicos con halógenos:
ClF(g) + F2 (g)
2 NO2 (g)
P4O10 (s)
2 CO2 (g)
ClF3 (g)
PF3 (g) +F2 (g)
PF5 (l)
IF3 (g) + F2 (g)
IF5 (l)
IF5 (l) + F2 (g)
IF7 (l)
Combinación de dos compuestos
1) Óxido metálico con un óxido no metálico para formar un
compuesto iónico con un anión poliatómico.
Na2O(s) + CO2 (g)
Na2CO3 (s)
K2O(s) + SO2 (g)
K2SO3 (s)
CaO(s) + SO3 (g)
CaSO4 (s)
2) Los óxidos metálicos reaccionan con agua para formar hidróxidos
Na2O(s) + H2O(l)
2 NaOH(ac)
BaO(s) + H2O(l)
Ba(OH)2 (s)
2 Sc2O3 (s) + 6 H2O(l)
FeO(s) + H2O(l)
4 Sc(OH)3 (s)
Fe(OH)2 (s)
Combinación de dos compuestos
3) Los óxidos no metálicos reaccionan con agua para formar ácidos
CO2 (g) + H2O(l)
H2CO3 (ac)
SO2 (g) + H2O(l)
3 NO2 (g) + H2O(l)
H2SO3 (ac)
2 HNO3 (ac) + NO(g)
4) Los hidratos resultan de la reacción de compuestos anhídridos
(sin agua) con agua.
CuSO4 (s) + 5 H2O(l)
MgSO4 (s) + 7 H2O(l)
Na2CO3 (s) + 10 H2O(l)
.
.
Na CO .10H O
CuSO4 5H2O (s)
MgSO4 7H2O(s)
2
3
5) Reacciones de adición con compuestos de carbono
C2H4 (g) + Cl2 (g)
C2H4Cl2 (g)
Ethylene + Chlorine
dichloroethane
2
(s)
Tres vistas de una reacción de
descomposición que forma elementos
Óxido de mercurio (II)
Mercurio
Oxígeno
Reacciones de descomposición térmica
Carbonatos
Óxidos y dióxido de carbono
Na2CO3 (s)
Na2O(s) + CO2 (g)
MgCO3 (s)
MgO(s) + CO2 (g)
Sulfitos
MgSO3 (s)
Óxidos y dióxido de azufre
MgO(s) + SO2 (g)
K2SO3 (s)
K2O(s) + SO2 (g)
Óxidos metálicos, cloratos, y percloratos
Oxígeno
2 Na2O(s)
4 Na(s) + O2 (g)
KClO4 (s)
KCl(s) + 2 O2 (g)
Reacciones de descomposición térmica
Hidróxidos, hidratos y algunos oxiácidos
Ca(OH)2 (s)
Na2CO3 10H2O (s)
H2SO3 (l)
Agua
CaO(s) + H2O(g)
Na2CO3 (s) + 10 H2O(g)
SO2 (g) + H2O(g)
2 Fe(OH)3 (s)
Fe2O3 (s) + 3 H2O(g)
MgSO4 7H2O(s)
MgSO4 (s) + 7 H2O(g)
H2CO3 (ac)
2 NaOH(s)
CO2 (g) + H2O(g)
Na2O(s) + H2O(g)
Tres vistas de una reacción de
desplazamiento simple
2Li(s)
Litio
+
2H2O(l)
Agua
2LiOH(ac)
Hidróxido de litio
+
H2(g)
Hidrógeno
Desplaza H2
del ácido
Desplaza H2
del vapor
Desplaza H2
del agua
No desplaza
H2
Las series de
actividad de los
metales
Los metales desplazan hidrógeno del agua
Metales que desplazan hidrógeno del agua fría:
2 Cs(s) + 2 H2O
Ba(s) +2 H2O(l)
2 Na(s) + 2 H2O(l)
H2 (g) + 2 CsOH(ac)
H2 (g) + Ba(OH)2 (ac)
H2 (g) + 2 NaOH(ac)
Metales que desplazan hidrógeno del vapor:
Mg(s) + 2 H2O(g)
2 Cr(s) + 6 H2O(g)
Zn(s) + 2 H2O(g)
H2 (g) + Mg(OH)2 (s)
3 H2 (g) +2 Cr(OH)3 (s)
H2 (g) + Zn(OH)2 (s)
Los metales desplazan hidrógeno de los ácidos
Reacciones de metales sobre el hidrógeno en las series de actividad
Mg(s) + 2 HCl(ac)
MgCl2 (ac) + H2 (g)
Zn(s) + H2SO4 (ac)
ZnSO4 (ac) + H2 (g)
2 Al(s) + 6 HCl(ac)
2 AlCl3 (ac) + 3 H2 (g)
Cd(s) + 2 HBr(ac)
Sn(s) + 2 H2SO4 (ac)
CdBr2 (ac) + H2 (g)
Sn(SO4)2 (ac) + 2 H2 (g)
Reacciones de metales bajo el hidrógeno en las series de actividad
Cu(s) + HCl(ac)
No hay reacción
Au(s) + H2SO4 (ac)
No hay reacción
Tres vistas del cobre desplazando
iones plata de la solución
Alambre
de cobre
cubierto
con plata
Solución
de nitrato
de cobre
Alambre
de cobre
Solución
de nitrato
de plata
Átomos de
Ag cubren
el alambre
+1 +1-2
2AgNo3(ac)
Átomos de Cu en
el alambre
0
+ Cu(s)
+2 +5 –2
Cu(NO3)2(ac) +
0
2Ag(s)
Reacciones de desplazamiento simple - Los
metales reemplazan iones de metal de la solución
Ba(s) + Co(NO3)2 (ac)
Cd(s) + AgNO3 (ac)
Co(s) + Ba(NO3)2 (ac)
2 Ag(s) + Cd(NO3)2 (ac)
Mg(s) + Pb(NO3)2 (ac)
Pb(s) + Mg(NO3)2 (ac)
Al(s) + Ba(NO3)2 (ac)
No hay reacción
4 Cr(s) + 3 PtCl4 (ac)
Ca(s) + Hg(NO3)2 (ac)
2 Li(s) + Na2SO4 (ac) + H2O(l)
3 Pt(s) + 4 CrCl3 (ac)
Hg(l) + Ca(NO3)2 (ac)
2 NaOH(ac) + H2 (g) + Li2SO4 (ac)
Reacciones de doble desplazamiento
1) Reacciones de precipitación – se forma un producto insoluble:
Pb(NO3)2 (ac) + 2 NaI(ac)
Ba(NO3)2 (ac) + Na2SO4 (ac)
PbI2 (s) + 2 NaNO3 (ac)
BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (ac)
2) Reacciones de neutralización ácido-base - se forma agua:
HCl(ac) + NaOH(ac)
NaCl(ac) + H2O(l)
H2SO4 (ac) + Ca(OH)2 (s)
CaSO4 (s) + 2 H2O(l)
3) Un carbonato o sulfito reacciona con un ácido para formar gas:
Na2CO3 (ac) + 2 HBr(ac)
2 NaBr(ac) + H2O(l) + CO2 (g)
K2SO3 (ac) + 2 HI(ac)
2 KI(ac) + H2O(l) + SO2 (g)
Reacciones de combustión: Reacciones redox
Los elementos se combinan con oxígeno para formar óxidos:
2 Al(s) + 3 O2 (g)
2 Al2O3 (s)
S8 (s) + 8 O2 (g)
8 SO2 (g)
C(s) + O2 (g)
CO2 (g)
Los compuestos se combinan con oxígeno para formar óxidos
2 Fe2S3 (s) + 9 O2 (g)
2 Ca3N2 (s) + 7 O2 (g)
2 Fe2O3 (s) + 6 SO2 (g)
6 CaO(s) + 4 NO2 (g)
Los hidrocarburos se combinan con oxígeno para formar CO2 y H2O
CH4 (g) + 2 O2 (g)
2 C4H10 + 18 O2 (g)
CO2 (g) + 2 H2O(g)
8 CO2 (g) + 10 H2O(g)
Identificación del tipo de reacción química
Problema: Clasifique las siguientes reacciones de: descomposición, de
desplazamiento, identifique el proceso químico subrayado como
precipitación, ácido-base, o redox, y escriba una ecuación molecular
balanceada para cada una. Para reacciones redox, identifique los agentes
oxidante y reductor.
a) Cloruro de bario(ac) y sulfato de amonio(ac)
b) Metal de manganeso y cloruro de estaño IV (ac)
c) Hidróxido de estroncio y ácido brómico
d) Metal de cobalto y gas nitrógeno para producir nitruro de cobalto II
e) Peróxido de sodio para obtener óxido de sodio y gas oxígeno
Plan: Identifique el tipo de reacción, así como los productos y la
ecuación.
Solución:
a) Desplazamiento (metátesis): dos sustancias forman otras dos, una de
las cuales es un precipitado.
BaCl2 (ac) + (NH4)2SO4 (ac)
BaSO4 (s) + 2 NH4Cl(ac)
Identificación del tipo de reacción química
b) Reacción de desplazamiento(sencillo): Esta reacción “redox” ocurre
cuando el manganeso más activo desplaza el menos reactivo estaño.
2 Mn(s) + SnCl4 (ac)
2 MnCl2 (ac) + Sn(s)
Mn es el agente reductor, y el SnCl4 es el agente oxidante
c) Reacción de desplazamiento (metátesis): Dos sustancias forman otras
dos. Esta es una reacción ácido-base. La base Sr(OH)2 reacciona con el
ácido brómico para producir y la sal, bromato de estroncio disuelta en
agua.
Sr(OH)2 (ac) + 2 HBrO3 (ac)
Sr(BrO3)2 (ac) + 2 H2O(L)
Identificación del tipo de reacción química
d) Reacción de combinación: Esta reacción redox ocurre cuando el
metal de cobalto se calienta en nitrógeno gaseoso y forma el compuesto
sólido nitruro de cobalto II.
3 Co(s) + N2 (g)
Co3N2 (s)
El nitrógeno es el agente oxidante, y se reduce; el cobalto es
el agente reductor, y se oxida.
e) Reacción de descomposición: Una sustancia forma dos sustancias.
Esta es una reacción redox que forma oxígeno gaseoso.
2 Na2O2 (s)
2 Na2O(s) + O2 (g)
El peróxido de sodio es ambos agentes, oxidante y reductor, como
el oxigeno se reduce y oxida al mismo tiempo.
El estado
de
equilibrio
se calienta
La
descomposición
es completa
se forma
y escapa
A Un sistema sin equilibrio
se calienta
Descomposición
y combinación
buscan el
equilibrio
B Sistema en equilibrio
se forma
Mezcla de CaO
y CaCo3
Muchas reacciones químicas están en un
estado de equilibrio dinámico
Proceso de equilibrio sólido - gas
CaCO3 (s)
CaO(s) + CO2 (g)
Procesos de equilibrio en soluciones involucrando ácidos débiles y
bases
CH3COOH(ac) + H2O(L)
NH3 (ac) + H2O(L)
CH3COO -(ac) + H3O+(ac)
NH4+(ac) + OH -(ac)
FIN