Reaccin y Ecuacin Qumica Semana 4 2017 Isabel

Reacción y Ecuación Química Semana 4 – 2017 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 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) (sólido gris) ( gas incoloro) (Sólido café-anaranjado) Note: los átomos se mantienen en número igual, pero formando compuestos diferentes. 2

Manifestaciones Entre los cambios observables se pueden dar: § Liberación de gas * § Cambio de color * § Formación de precipitado* § Cambio de temperatura * § Cambio de p. H § Liberación de olor * * Estas pueden percibirse a través de nuestros sentidos(tacto, olfato, vista) 3

Ecuación Química Es la representación de una reacción química, usando símbolos y formulas de los reactivos usados y los productos formados. En ésta 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 izquierdo) PRODUCTOS Son las sustancias que la reacción produce ( se colocan del lado derecho) 5

Catalíticos o catalizadores • En algunos casos las reacciones requieren de un catalítico o catalizador par que la reacción ocurra más rápido. 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. Pt • C 2 H 4 (g) + H 2 (g) C 2 H 6 (g) • El Pt actúa como catalizador 6

Símbolos usados en las ecuaciones y sus significados En la izquierda se escriben las formulas ó símbolos de los reactivos y a la derecha las de los productos. Una flecha sencilla entre reactivos y productos (→) indica que la reacción es irreversible. Cu. O (s) + 2 HCl (ac) Cu. Cl 2 (ac) + H 2 O (l) Una doble flecha (⇄), indica que la reacción es reversible. 2 NH 3 + ⇄ N 2 (g) 3 H 2 (g) 7

(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: a) Si se escribe sobre las flechas o al lado derecho, indica que la reacción es exotérmica. b) Escrito a la izquierda si la reacción es endotérmica) 8

Tipos de Reacciones de Síntesis o Combinación Reaccionan dos o más sustancias y se obtiene un solo producto. La forma general de éstas reacciones es : A + B → AB Ejemplos : 2 Mg(s) + O 2(g) → 2 Mg. O(s) H 2(g)+ Br 2(g) → 2 HBr(g) Ca. O (s) + CO 2 (g) Ca. CO 3 (s) 9

Síntesis y combinación 10

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 : Ca. CO 3 (s) → Ca. O(s) + CO 2(g) 2 Hg. O (s) → 2 Hg (S) + O 2 2 Al 2 O 3(s) → 4 Al(s) + 3 O 2(g) 2 Cu (NO 3)2 (s) 2 Cu. O(s) + 4 NO 2(g)+ O 2(g) 11

Análisis o descomposición 12

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) + Cu. SO 4 (ac)→ Fe. SO 4(ac) + Cu (s) Zn (s)+ 2 HCl(ac) → Zn. Cl 2 (ac) + H 2 (g) Mg + 2 Ag. NO 3 → Mg(NO 3)2 + 2 Ag 13

Simple desplazamiento 14

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: Ag. NO 3(ac) + Na. Cl (ac) →Ag. Cl (s) + Na. NO 3(ac) Al 2(SO 4)3 (ac) + 6 KOH (ac) → 2 Al(OH)3(s) + 3 K 2 SO 4 (ac) Cu. O(s) + 2 HCl(ac) → Cu. Cl 2(ac) + H 2 O e

Reacciones de Doble sustitución o Metátesis 16

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) + Na. OH (ac) → H 2 O + Na. Cl (ac) Acido Base H 2 SO 4 (ac) + 2 KOH (ac) Agua sal K 2 SO 4 (ac) + 2 H 2 O 17

Reacciones de Combustión Los compuestos que contienen Carbono, Hidrógeno como mínimo y otros elementos arden con el aire (consumiendo Oxígeno) y forman CO 2* +H 2 O +energía. * Se forma cuando hay suficiente oxígeno disponible. • Ejemplo combustión del metano y el Etanol: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) + Energía C 2 H 5 OH (l) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 18 H 2 O ( g) + Energía

REACCIÓN ENDOTERMICA Estas reaccionan necesitan energía, ya que la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos ( generalmente la energía se les da en forma de calor, por eso el laboratorio porque se indica: caliente en baño Maria, estufa, mechero). El valor de △H tiene un signo positivo (+). Se pueden indicar de las siguientes formas: H 2(g) + ½ O 2(g) +283 Kcal → H 2 O (l) H 2(g) + ½ O 2(g) → H 2 O (l) △H =+283 Kcal H 2 (g) + ½ O 2 (g) + H 2 O (l) 19

REACCIÓN EXOTERMICA En éstas se libera energía ya que la energía de los reactivos es mayor que la energía del producto. El calor o la energía fluye afuera del sistema , hacia los alrededores. En el laboratorio, se siente que el tubo de ensayo se pone caliente o se genera luz o llamas. El valor △H tiene un signo negativo(-). Pueden representarse así: CH 4(g) + 2 O 2(g) → CO 2(g)+2 H 2 O(g) + 192 Kcal CH 4(g) + 2 O 2(g) → CO 2(g)+2 H 2 O(g) △H= -192 Kcal CH 4(g) + 2 O 2(g) → CO 2(g)+2 H 2 O(g) + calor 20

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 CS 2 (g) + 4 H 2 (g) ⇄ CH 4 (g) + 2 H 2 S (g) 21

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. 22

• Ejemplos: • A- Ecuación NO balanceada: • NH 3 N 2 + H 2 • Balanceada : 2 NH 3 N 2 + 3 H 2 • Los coeficientes que balancean la ecuación: • Del lado de los reactivos : 2 • Del lado de los productos: 1, 3 23

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) 24

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 25

a) Ejercicios: Balancee por tanteo las Na. OH +siguientes H 2 S → Na 2 ecuaciones. S + H 2 O b) KCl. O 3 → KCl + O 2 c) Mg(s) + N 2 (g) → Mg 3 N 2(s) d) Ag. NO 3+ Ba. Cl 2 → Ag. Cl+ Ba(NO 3)2 e) Al + H 2 SO 4 → Al 2(SO 4)3 + H 2 f) Cu(NO 3)2 +Na 2 S → Cu. S+Na. NO 3 g) CH 4 + O 2 → H 2 O + CO 2 h) Ba. Cl 2 + K 2 CO 3 →Ba. CO 3 + KCl 26

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. H 2 : H=0 Ag : Ag = 0 Cl 2 : Cl = 0 Zn : Zn = 0 27

2 -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. • Ejemplo: Asigne los números ó estados de oxidación del H y S en el H 2 S y en el NH 3 Cargas totales +2 cargas 28

• El Oxígeno en la mayoría de sus compuestos , se le asigna un número de oxidación -2. Excepción : Peróxidos, donde se le asigna -1. Ejemplo: • H 2 O 2 : H 2 +1 O 2 -1 H : +1 O: -1 • En el resto de sus compuestos se le asigna -2. Cargas totales del oxígeno -4 • CO C +4 O-2 C: 29

3 -Para las generalizamos: siguientes familias, 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. 4 -En un compuesto, la suma de todos los números de oxidación es cero. H 3 BO 3 H= +1 B= +3 O= -2 5 -En un ión poli atómico, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a la carga del ión. PO 4 -3 : O = -2 x 4 = -8 ; P = +5 Total carga = -3 30

6 -A todos los iones monoatómicos se les asigna números de oxidación iguales a la carga de los iones : Na + : Na = +1 Ca +2 : Ca : +2 S -2 : S = -2 Cl - : Cl = -1 7 - Para compuestos binarios de la siguiente forma: Ax. By : 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 : Fe 2 S 3 : Fe = +3 S = -2 PCl 5 : P = +5 Cl = -1 31

• 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 Elemen No. Columna Nos. Oxidación más comunes columnas impares. to IV (par) ± 2, 4 S VI ( par) ± 2, 4, 6 As V ( impar) ± Cl VII ( impar ) ± 1, 3, 5, 7 C 3, 5 32

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. 33

• Ejemplos: • H 2 SO 4 S = +6 • H 2 SO 3 S = +4 H= +1 O= -2 • HCl. O 4 Cl = +7 H = +1 O= -2 • Ni 2 ( CO 3 )3 el CO 3 = -2 Ni = +3 y todo 34

Determine los números de oxidación de cada elemento en los siguientes Cu ( NO 3 ) compuestos Cu : N ó iones. O 2 Pb: O: KMn. O 4 K: Mn: NO 2 - N O: KCl. O 3 K: Cl: O: Na 2 SO 4 Na: S: O: Co (OH)2 Co: O: H: Fe: P O Fe 3 (PO 4) 2 O: 35

Fin 36