Reacciones y Ecuaciones Químicas

UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER FACULTAD DE DEPARTAMENTO DE QUÍMICA PROGRAMA ACADEMICO:_______________________________________ TALLER N° PROFESOR: PEDRO MANUEL SOTO GUERRERO CODIGO:04126 NOMBRE DEL ESTUDIANTE:_____________________________________ REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS COMPETENCIAS  Analizar las partes de una ecuación química.  Clasificar las reacciones químicas como de síntesis, descomposición, sustitución, doble desplazamiento y dar ejemplos de cada clase.  Relacionar las ecuaciones químicas con la Ley de la Conservación de la Materia y balancear ecuaciones sencillas por el método de simple inspección.  Balancear ecuaciones comunes por el método de oxidación – reducción.

INTRODUCCION Todas las transformaciones químicas se pueden dar como una igualdad, la cual debe cumplir con la ley de conservación de la materia propuesta por Lavoisier. De esta forma es fácil manejar estas igualdades como reacciones o ecuaciones químicas ordenadas que nos dan una información precisa de qué elementos o compuestos están presentes en dicho proceso y es importante aprender a interpretarlas para la resolución de problemas.

Una molécula se representa mediante una fórmula que se obtiene colocando los símbolos químicos de los átomos que la conforman, adicionándoles como subíndice números enteros que indican las cantidades físicas de cada una de ellas. Ejemplo: SIMBOLOS

H

2

O SUBINDICE

Las moléculas pueden ser diatómicas (dos átomos) poliatómicas (tres o más átomos) O mono nucleares (átomos del mismo elemento) y/o heteronucleares (átomos de elementos diferentes).

REACCIÓN QUIMICA: proceso en el cual dos o más sustancias con propiedades particulares y denominada reactivos, se combinan químicamente para formar otra y otras sustancias con propiedades diferentes a las cuales se les llama productos.

Las reacciones se pueden clasificar de dos formas: según el INTERCAMBIO ATÓMICO: 1. De composición, síntesis, combinación directa o adición: Es aquella donde dos elementos se unen para formar un tercero y son de la forma: A+B AB Ej.: El hidrógeno se une al oxígeno para formar agua, según la reacción: 2H2 + O2

2H2O

2. De descomposición: Es aquella donde a partir de una sustancia, se originan dos o más sustancias como producto. La ecuación tiene la siguiente forma: AB A+B Ej. La descomposición de amoníaco en hidrógeno y nitrógeno.

2NH3

3H2 + N2

3. Sustitución simple o desplazamiento simple: Es el tipo de reacción en el cual un elemento sustituye y libera otro de su compuesto, son de la forma: AB + C Ej. El flúor que desplaza al cloro en sus cloruros

AC + B

2NaCl + F2

2NaF + Cl2

2BaCl2 + 2F2

2BaF2 + 2Cl2

4. Doble sustitución o doble desplazamiento: Se realiza en el momento en que dos compuestos intercambian elementos entre sí, dando lugar a nuevos compuestos, son de la forma: AB + CD AC + BD Ej: El más general es el de neutralización entre un ácido y una base para formar sal y agua.

2NaOH + H2SO4

Na2SO4 + 2H2O

5. De óxido - reducción o redox: Algunos de los elementos de los compuestos de los reactivos cambian su número de oxidación en los productos debido a que han ganado o perdido electrones.

AO

B1C-1

+

A2C-12

B 02

+

PERDIO 2 eGANÓ 1 e-

Ejemplo: El zinc se une al cloro cuando se descompone el ácido clorhídrico.

Zn0

+ H+1Cl-1

Zn+2Cl2-1

+ H2O

Según la cantidad de energía aplicada, las reacciones pueden ser: 1- Exotérmicas: Al combinarse las sustancias, liberan energía en forma de luz o calor.

2- Endotérmicas: Para que se presente la reacción, necesita absorber energía en forma de calor o electricidad.

ECUACIÓN QUIMICA Cuando en la naturaleza, o en el laboratorio suceden reacciones químicas, las representamos mediante una ecuación química que es la representación simbólica de cada una de las sustancias que intervienen en una reacción química. En pocas palabras, una reacción se representa en forma cualitativa mediante una ecuación.

Consta de las fórmulas correspondientes tanto de reactivos separados por un más "+” entre sí, al igual que los productos y una flecha entre ellos que indica el sentido de la reacción. Ejemplo: A

+

B

+

REACTIVOS

C

AB

+

C

PRODUCTOS

Sobre la flecha se puede indicar la presencia de un catalizador (que modifica la velocidad de reacción pero no la reacción) o condición especial de la reacción.

En algunas ocasiones, cada fórmula se acompaña de un símbolo entre paréntesis que indica el estado de la sustancia.

(Ac) - Acuoso (L) - Liquido (S) - Sólido (G) - Gas () () ()

- Precipitado - Liberado a la atmósfera - Aplicar calor

Las ecuaciones químicas cumplen con dos leyes o principios químicos: Ley de la Conservación de la Materia de Lavoisier (1774): “La cantidad de reactivos en una reacción debe ser igual a la cantidad en gramos obtenida en los productos”.

Ley de las Proporciones Definidas o Ley de Proust (1779): “Las sustancias reaccionan en proporciones definidas de peso, representadas en la reacción por cocientes estequiométricos”.

MÉTODO PARA LA ESCRITURA DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA Para escribir una reacción química se necesita.

1. Saber los símbolos de los elementos.

2. Saber los números de oxidación o las cargas iónicas.

3. Conocer las condiciones y hechos relacionados con la reacción.

4. Escribir correctamente las fórmulas.

5. Balancear la ecuación Ejemplo: 1. Hechos Se ha demostrado experimentalmente que el zinc reacciona con el ácido clorhídrico para formar cloruro de zinc y gas de hidrógeno.

2 Condiciones zinc + ácido clorhídrico produce cloruro de zinc + hidrógeno 3. Ecuación

Zn (s) Sólido

+

HCl (ac) acuoso

ZnCl2 (s) sólido

+

H2 (g) gas

4. Balanceo Al lado derecho hay dos moléculas de hidrógeno por una de hidrógeno que hay en HCl lo mismo sucede con el cloro en la parte derecha (ZnCl 2). Para igualar el número de elementos constitutivos de la reacción, es necesario colocar los coeficientes necesarios para igualar la ecuación: Zn (s) + 2HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g) Sólido acuoso acuoso gas Al colocar el dos como coeficiente en HCl, la cantidad de hidrógenos y cloros, tanto a la derecha (en los reactivos), como en la izquierda (productos) se igualan.

MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN Es fundamental que el estudiante tenga claro como asignar los números de oxidación para poder balancear ecuaciones mediante este método. Tomemos un ejemplo.

HCl +

Balancear:

Asignamos estados de oxidación: H

MnO2

MnCl2

, Cl-1 + Mn+4 O2-2

+

Cl2 + H2O

Mn+2 Cl2-1 + Cl20 + H2+1 O-2

+1

Observemos que el Mn pasa de Mn+4 a Mn+2, es decir que ganó dos cargas negativas, mientras que el Cl pasa de Cl-1 a Cl0 perdiendo carga negativa; visto electrónicamente tenemos: Mn+4

+

2e -

Mn +4

Cl-1

-

1e-

Cl20

proceso llamado reducción o ganancia de electrones. proceso llamado oxidación o pérdida de electrones.

Se debe igualar siempre la cantidad de electrones ganados y perdidos, se necesitan 2 de Cl-1 para proporcionar el número de electrones ganados por el Mn +4 entonces tenemos.

Mn+4 + 2e Mn+4 2Cl- 2e Cl2 0 Los coeficientes agregados a esta semi-reacción los agregamos a la reacción completa, de lo cual obtenemos.

2H

+1

Cl

-1

+

Mn+4 O2-2

Mn+2Cl2-1

+

Cl20

+

H2+1 O-2

La ecuación no ha quedado balanceada, se necesitan dos moléculas más de HCl para igualar la cantidad de cloros e hidrógenos en ambos lados. La ecuación balanceada: 4HCl

+

MnO2

MnCl2 + Cl2

+

2H2O

Las ecuaciones balanceadas son la forma más apropiada de expresar el Principio de Conservación de la Materia.

ACTIVIDADES DE AFIANZAMIENTO DEL APRENDIZAJE ADQUIRIDO A CONCEPTOS BÁSICOS DE REACCION QUIMICA y ECUACION QUIMICA.

TRAVES

DE

LOS

LECTURA COMPRENSIVA Desde la antigüedad, las ideas acerca de la combustión proceden de una detallada observación del fuego. Es indudable que el fuego es uno de los fenómenos más importantes de la naturaleza y por ello, muchos filósofos griegos le dieron un papel importante en sus cosmologías. Más tarde, los alquimistas se interesaron notablemente en él, por las transformaciones que éste producía en la materia.

En la segunda mitad del siglo XVII, el alquimista Becher, haciendo eco de la opinión de varios químicos, buscó un supuesto ingrediente gaseoso del azufre, el verdadero alimento del fuego. En esta misma época se comprobó también que el aire era indispensable para la combustión. Por ejemplo, Robert Boyle fracasó al tratar de quemar azufre al vacío. Por otra parte, los metalúrgicos medievales conocieron el hecho de que un metal al calentarse se convertía en una sustancia polvorienta.

Todas estas ideas retomadas por Stahl, médico y alquimista, quién en 1702 dio al huidizo principio ígneo el nombre de flogisto, palabra derivada del griego y equivalente a la llama. La deducción más inmediata al observar el fenómeno era que de los cuerpos en combustión escapaban llamas; es decir, algo que se perdía, lo cual era corroborado con las cenizas ligeras que quedaban. El flogisto o principio inflamable, desciende directo del azufre de los alquimistas, era una de esas sustancias imponderables, misteriosas, como el calórico, los fluidos eléctricos, el éter, entre otros, que fueron muy estudiados por la ciencia del siglo XVIII, y que gradualmente se eliminaron mediante la experimentación.

En conclusión, podemos decir que el flogisto concebía la combustión como una descomposición con pérdida de una sustancia que abandona el combustible.

Tomado del libro Exploremos la Química

CUESTIONARIO PARA DESARROLLAR COMO TRABAJO INDIVIDUAL EN EL AULA DE CLASE 1. La teoría del flogisto pierde credibilidad, en el sentido que: A. No explicaba por qué al calcinar un metal éste no disminuía de peso.

B. Era considerado más como un principio físico.

C. Porque era indispensable el aire para la combustión.

D. Se le dio poca importancia en su momento.

2. La palabra imponderable en el texto indica una sustancia que: A. No se puede percibir.

B. No es combustible.

C. No se puede pesar.

D. No existe.

3. Durante el experimento realizado por Boyle se comprobó que: A. La combustión se puede realizar al vacío.

B. El flogisto no pertenece a ninguno de los tres estados de la materia.

C. Es indispensable la presencia de aire para la combustión de cualquier sustancia.

D. El flogisto desciende directamente del azufre.

PROBLEMAS PLANTEADOS A. Balancear la siguiente ecuación: Fe2+3 O3-2 + C+20 - 2 B. En la siguiente ecuación: 1. Los A. B. C. D.

Fe

+ O2

coeficientes que balancean la ecuación son 3, 4 y 2 1, 1, y 1 4, 3 y 2 2, 3 y 4

2. El tipo de reacción es: A. Oxido - reducción B. Adición C. Sustitución simple D. Sustitución doble 3. El nombre del primer reaccionante es: A. Oxido de hierro (III) B. Hierro y oxígeno C. Hierro y óxido D. Oxido de hierro

Feo + C+4 O2 - 2 Fe2O3

C. En la siguiente ecuación: Zn+2S - 2

+

O2

0

Zn+2O-2 + S+4 O2-2

1. Quien ganó electrones fue: A. Zn B. O C. S D. ninguno 2. El agente reductor es A. Zn B. O C. S D. Ninguno 3. El nombre del reactivo es: A. Sulfuroso de Zinc B. Oxido de Zinc C. Dióxido de Zinc D. Sulfuro de Zinc D. Proceso / agente

Cambio en electrones

Oxidación

Perdida

Cambio en el número de oxidación Aumento

Reducción Agente oxidante (la que se reduce)

Ganancia Ganancia

Disminución Disminuye

Agente reductor (la que se oxida)

Pierde

Aumenta

En la siguiente ecuación y de acuerdo con la tabla anterior: Fe0 + H+1N+5 O3- 2 1.

2.

3.

4.

5.

6.

7.

8.

Quién pierde electrones?

Quién gana electrones?

Cuál es el agente oxidante?

Cuál es el agente reductor?

Quién se reduce?

Quién se oxida?

Cuál es la sustancia oxidada?

Cuál es la sustancia reducida?

Fe+3 (N+5O3-2 )3 − + N+2O-2 + H2+1O-2