REACCIONES QUMICAS Es cuando las sustancias sufren cambios

REACCIONES QUÍMICAS: Es cuando las sustancias sufren cambios. Aquí se consumen una o más sustancias y se forman otras.

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) 2

ECUACIONES QUIMICAS Es la representación de una reacción química: 2 Mg + O 2 (g) 2 Mg. O n

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) 4

ECUACIONES QUIMICAS

Catalíticos o catalizadores n 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 n n C 2 H 4 (g) + H 2 (g) C 2 H 6 El Pt actúa como catalizador (g) 6

SÍMBOLOS ESPECIALES:

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS: n n n La masa total (átomos) de reactivos debe ser igual a la masa total (átomos) de productos. Ley de conservación de la MASA: no se crean, ni se destruyen átomos y tampoco se crea o se destruye masa. Una ecuación química no está completa si no está balanceada

PROCEDIMIENTO: n n Primero se escriben la ecuación química no balanceada con las fórmulas correctas de los reactivos y productos Se sigue el siguiente orden para balancear la ecuación: 1) METALES 2) NO METALES 3)HIDROGENO 4)OXIGENOS S

Ejercicio: 1. Ba. Cl 2 + Na 3 PO 4 Na. Cl+Ba 3(PO 4)2 2. Al + H 2 SO 4 3. Ag. NO 3 + Ba. Cl 2 → Ag. Cl + Ba(NO 3)2 4. Al + H 2 SO 4 → Al 2(SO 4)3 + H 2 5. Cu(NO 3)2 + Na 2 S → Cu. S + Na. NO 3 6. Ba. Cl 2 + K 2 CO 3 → Ba. CO 3 + KCl 7. Pb(NO 3)2 + Na. Cl H 2 + Al 2(SO 4)3 Pb. Cl 2 +Na. NO 3

CLASIFICACION DE LAS REACCIONES: REACCIONES DE COMBINACIÓN (SÍNTESIS): n n Cuando dos elementos o compuestos se combinan para formar un producto nuevo A + B AB Ejemplos : 2 Mg(s) + O 2(g) → 2 Mg. O(s) H 2(g)+ Br 2(g) → 2 HBr(g)

REACCION DE ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN: n Cuando un compuesto AB se descompone en dos o más sustancias sencillas. AB A + B n Ejemplo : n Ca. CO 3 (s) → Ca. O (s) + CO 2 (g) 2 Hg. O (s) → 2 Hg (S) + O 2 (g)

REACCIONES DE SUSTITUCIÓN SIMPLE O DE SIMPLE DESPLAZA-MIENTO: n n Cuando un elemento reemplaza a otro elemento dentro de un compuesto 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)

REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O METATESIS: n n Cuando los compuestos intercambian parejas entre sí para producir dos compuestos diferentes AB + CD AD + CB • Neutralización: n H + + OH- H 2 O + sal 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)

HCl (ac) + Na. OH (ac) → H 2 O + Na. Cl (ac) Acido Base Agua sal

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. n* Se forma cuando hay suficiente oxígeno disponible. Ejemplo combustión del metano y el Etanol: n n n 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 H 2 O (g) + Energía

REACCION EXOTÉRMICA: n Es una reacción en la cual se libera energía calorífica CH 4 + 2 O 2 (g) CO 2 + 2 H 2 O + 90 KJ (g) (L)

REACCION ENDOTERMICA: n Es una reacción que absorbe o toma energía calorífica 2 H 2 O + 566 KJ 2 H 2 (g) + O 2(g)

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

Ejercicio: Clasifica las reacciones de acuerdo a su categoría: 1. Ag. NO 3 + Ba Cl 2 Ag. Cl + Ba(NO 3)2 2. Ca + O 2 Ca. O 3. Al + Ni SO 4 Ni + Al 2 (SO 4)3 4. Na NO 3 Na. NO 2 + O 2 (g) 5. HCl + Na. OH H 2 O + Na. Cl

ESTADOS DE OXIDACIÓN: n Son números que se asignan a los elementos para indicar su estado (o estados) de combinación que pueden asumir. Indican la habilidad de un elemento para formar compuestos.

SUSTANCIA NÚMERO DE OXIDACIÓN EJEMPLO Elemento en estado natural Cero Na, O 2 , N 2 , Fe Hidrógeno +1 Excepto en los hidruros en que actúa con -1 Oxígeno -2 -2 Excepto en los H 2 O peróxidos en que actúa -1 con – 1 H 2 O 2 Ión Monoatómico Carga del ión +1 HCl -1 Na. H Na+ , Cl- , Fe+2 (+1) (-1) (+2)

SUSTANCIA NÚMERO DE OXIDACIÓN EJEMPLO Dos elementos combinados El menos electronegativo con número de oxidación positivo y el más electronegativo con número de oxidación negativo +1 -1 HCl Ión Poliatómico La suma algebraica de los números de oxidación es igual a la carga del ión NO 3 – 1 -6 = -1 +5 -2 N O 3 Compuesto La suma algebraica de los H 2 SO 4 números de oxidación debe ser cero Na 2 O

n n n EJERCICIO: Calcule el número de oxidación del Br en el HBr Calcule el número de oxidación del Ca en el Ca. O Calcule el número de oxidación del manganeso en el KMn. O 4 Calcule el número de oxidación del azufre en el SO 4 -2 Calcule el número de oxidación del carbono en el Na 2 CO 3 Calcule el número de oxidación del Fe en el Fe. SO 4

Ejercicio: Cu (NO 3 )2 Cu : N: O: Pb. O 2 Pb: O: Na. Mn. O 4 Na: Mn: NO - N: O: KCl. O 3 K: Cl: O: S: O: Ca: O: H: Fe: P: O: 3 SO 4 -2 Ca (OH)2 Fe 3 (PO 4) 2 O: