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REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS
Transformaciones químicas de una (s)
sustancia (s) en otra (s)
Se representa a través de una ecuación química
Se convierten en
Reactivos
Productos
La utilización del signo mas:
C3H8 + 5O2
3CO2 + 4H2O + E
• El estado de agregación:
Zn(s) + HCl(ac)
ZnCl2(ac) + H2(g)
• Coeficiente estequiometrico.
Cambio de estado y el uso de
flechas:
KClO3
AgNO3+ NaCl
KCl + O2
AgCl + NaNO3
CLASIFICACION DE LAS REACCIONES
• REACCIONES DE COMBUSTION
Hidrocarburo + O2
CO2 + H2O
Ej: C3H8 + 5O2
3CO2 + 4H2O + E
REACCIONES DE COMBINACION
(COMPOSICION O SINTESIS).
• A+B
Ej: 2H2(g) + O2
AB
2H2O(l)
REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN
(DISOCIACION TERMICA)
• AB
A+B
Ej: 2KClO3(s) + Calor
2 KCl(s) + 3O2(g)
REACCIONES DE SUSTITUCION ÚNICA
(desplazamiento)
• A + BC
Ej: 2HCl(g) + Zn(s)
•
AC + B
ZnCl(ac) + H2(g)
REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCION (DOBLE
DESCOMPOSICION)
• AB + CD
Ej: 2NaCl(ac) + CaSO4(ac)
AD + CB
CaCl2(ac) + Na2SO4(ac)
Ejercicios:
• identificar y clasificar las siguientes
reacciones, sean de síntesis, de combustión,
de desplazamiento, de descomposición
térmica, etc.
• 1. HCl + NH3
NH4Cl
• 2. AgNO3+ NaCl
AgCl + NaNO3
• 3. NaNO3
NaNO2 + O2(g)
• 4. CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
• 5. 2Na + 2H2O
2 NaOH + H2(g)
REACCIONES REVERSIBLES E
IRREVERSIBLES
• REVERSIBLES
H2(g) + Cl2(g)
• IRREVERSIBLES
2Na + 2H2O
2 HCl(g)
2 NaOH + H2(g)
BALANCEO DE ECUACIONES
• La ley de la conservación de la masa dice: “la
suma de las masas de las sustancias que
aparecen como reactantes es igual a la suma
de las masas de las sustancias que aparecen
como productos”
COMO BALANCERAR ECUACIONES
• Se utilizan coeficientes numéricos donde sea
necesario (reactivos y productos).
HgO
Hg + O2 (no balanceada)
2HgO
2Hg + O2 (balanceada)
METODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES
• MÉTODO DE INSPECCION O TANTEO
• MÉTODO OXIDO REDUCCION (REDOX)
• MÉTODO DEL ION ELECTRÓN
• MÉTODO ALGEBRAICO
1. MÉTODO DE TANTEO
• Se buscan números que igualen los átomos
elementos a cada lado de la ecuación. Se inicia
con los metales, luego los no metales dejando
para el final el Hidrogeno y el Oxigeno .
Ej:
H2(g) + O2(g)
H2O(l)
2H2(g) + O2(g)
2H2O(l)
Ejercicios
•
•
•
•
•
•
•
Ca + O2
CaO
Mg + N2
Mg3 N2
CaCl2 + (NH4 )2 CO3
CaCO3 + NH4 Cl
Fe(OH)3 + H2SO4
Fe2 (SO4)3 +H2O
AgNO3 + BaCl2
AgCl + Ba(NO3)2
MgCO3 + H3 PO4
Mg3 (PO4 )2 + CO2 + H2O
KClO3
KCl + O2
TALLER
• H3PO4 + Ca3(PO4)2
• CaCO3 + H3PO4
Ca3(PO4)2 + H2O
Ca(PO4)2 + CO2 + H2O
• KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4
K2SO4 +
MnSO4 + Na2SO4 + H2O
• CrCl3 + KOH + KClO3 + K
KCL + K2CrO4
+ H20
MÉTODO OXIDO -REDUCCION
(REDOX)
OXIDACIÓN:
• Proceso por el cual un elemento
pierde electrones, como
resultado su numero de oxidación
se hace mas positivo.
REDUCCIÓN:
• Proceso mediante el cual un
elemento gana electrones, con lo
cual el numero de oxidación de
los átomos o grupos de átomos
involucrados se hace más
negativo.
• Estos procesos (oxidación y
reducción) son simultáneos.
Que se denominan
conjuntamente proceso redox
EJEMPLO
• Zn + 2HCl
0
+1 -1
Zn + HCl
ZnCl2 + H2
+2 -1
ZnCl2 + H2
0
0
Zn
+2
Zn
Perdió dos electrones y aumento
el numero de oxidación de 0 a +2.
¿hubo oxidación o reducción?
Oxidación
+1
H
0
H2
• El hidrogeno paso de +1 a 0 ganó
un electrón
¿hubo oxidación o reducción?
Reducción
AGENTES (OXIDANTE Y
REDUCTOR)
Agente oxidante:
Elemento o compuesto que
capta electrones para
reducirse, pero hace que otro
se oxide
Agente reductor:
Elemento o compuesto que
cede electrones
oxidándose, pero hace que
otra se reduzca.
¿En la reacción anterior quien era el
agente reductor y quien el agente
oxidante?
Agente oxidante?
El H
Agente reductor?
El Zn
OXIDACIÓN
-5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5
REDUCCIÓN
EJERCICIOS
• HNO3 + H2S
• FeCl3 + H2S
• HNO3 + I2
NO + S + H2O
FeCl2 + S + HCl
NO2 + HIO3 + H2O
• I2O5 + CO
• HNO3 + Fe
I2 + CO2
Fe(NO3)3 + NO + H2O
TALLER
•
•
•
•
•
•
AL2O3 + C + Cl2
CO + ALCl3
KMnO4 + HCl
MnCl2 KCl + Cl2 + H2O
CoS2 + O2
Co2O3 + SO2
Mg + B2O
MgO + B
NiF2 + NH3
NiN + NH4F + N2
Na2CO3 + FeCr2O7 + O2
Fe2O3 + Na2CrO4
+ CO2
ION -ELECTRÓN
• SE UTILIZA PARA HALLAR LOS
COEFICIENTES EN UNA ECUACION
REDOX
PASOS
1. TENER UNA ECUACION DONDE LOS
REACTIVOS Y PRODUCTOS HALLAN
EXPERIMENTADO CAMBIOS EN SU
ESTADO DE OXIDACION.
2. ESCRIBIR SEMIRREACCIONES PARA EL
AGENTE OXIDANTE Y EL AGENTE
REDUCTOR.
3. IGUALAR CADA SEMIRREACCION EN CUANTO
AL NÚMERO DE ÁTOMOS DE CADA
ELEMENTO. SI SE TRATA DE SOLUCIONES
ÁCIDAS O NEUTRAS, SE AÑADE H2O Y H PARA
BALANCEAR EL OXIGENO Y EL HIDROGENO.
• POR CADA ATOMO DE OXIGENO QUE SE
ENCUENTRA EN EXCESO, EN UN LADO DE
LA ECUACION, SE AGREGA UNA
MOLECULA DE H2O EN EL OTRO LADO.
• DE LA MISMA FORMA, SE AÑADEN IONES
(H ) PARA IGUALAR LOS ÁTOMOS DE
HIDROGENO. SI LA SOLUCION ES BASICA,
POR CADA OXIGENO EN EXCESO EN UN
LADO DE LA ECUACION SE AÑADE UNA
MOLECULA DE H2O EN EL MISMO LADO Y
2 OH EN EL OTRO LADO.
• 4. IGUALAR CADA SEMIREACCION EN
CUANTO AL NUMERO DE CARGAS
AÑADIENDO ELECTRONES EN EL PRIMER O
SEGUNDO MIEMBRO DE LA ECUACION.
• 5. IGUALAR LA PÉRDIDA Y GANANCIA
DE ELECTRONES EN AMBOS LADOS,
MULTIPLICANDO CADA
SEMIRREACCION POR LOS MINIMOS
COEFICIENTES.
• 6. SUMAR LAS DOS SEMIRREACCIONES Y
SIMPLIFICAR TODOS LOS TÉRMINOS
COMUNES EN AMBOS LADOS DE LA
ECUACION RESULTANTE.
• 7. SIMPLIFICAR LOS COEFICIENTES, EN
CASO DE SER POSIBLE
EJEMPLOS
• H2SO3 + MnO4
SO4 + Mn , En medio ácido