Reacción y Ecuación Química

1. Reacción y Ecuación Química Semana 4 – 2014 Isabel Fratti de del Cid Diseño de diapositivas, imágenes e ilustraciones cortesía de Licda: Lilian Guzmán.

2. 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 O2(g)  2 Fe2O3(s) Note: los átomos se mantienen en número igual, pero formando compuestos diferentes.

3. Manifestaciones En las reacciones, se puede dar: • Liberación de gas * • Cambio de color * • Formación de precipitado* • Cambio de temperatura * • Cambio de pH • Liberación de olor * * Estas pueden percibirse a través de nuestros sentidos( tacto, olfato, vista )

4. Ecuación Química Con ésta representamos una reacción Química, usando símbolos y formulas de los reactivos usados y los productos formados . 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.

5. Partes de una Ecuación A + B → C + D REACTIVOS PRODUCTOS

6. Símbolos Para escribir ecuaciones se utilizan los siguientes símbolos y representaciones. Escribir en la izquierda las formulas ó símbolos de los reactivos y a la derecha los productos . Separados por una flecha sencilla (→) si la reacción es irreversible o una doble (⇄), si la reacción es reversible. Para indicar los estados físicos ó las condiciones de reactivos y productos podemos usar las sigs recomendaciones.

8. Tipos de Reacciones Reacciones de Síntesis o Combinación Reaccionan dos o más sustancias y se obtiene un solo producto. La forma general de las reacciones de este tipo es : Ejemplos : 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) H2(g)+ Br2(g)→2HBr(g) CaO (s) + CO2 (g)  CaCO3 (s) A + B→ AB

9. Síntesis y combinación

10. Reacción de Análisis o Descomposición Reacción en la que un solo compuesto se descompone en 2 o más sustancias. Este tipo de reacción se representa : Ejemplo : CaCO3→ CaO + CO2 2HgO → 2Hg + O2 2Al2O3(s) →4Al(s) + 3O2(g) 2 Cu (NO3)2 (s) 2 CuO(s) + 4NO2(g)+ O2(g) A B→ A + B

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 Ejemplos : Fe(s) + CuSO4(ac)→ FeSO4(ac)+ Cu (s) Zn (s)+ 2HCl(ac) →ZnCl2(ac) + H2(g) Mg + 2 AgNO3 → Mg(NO3)2 + 2Ag A+ BC→ AC +B

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 Ejemplos: AgNO3(ac) + NaCl (ac) →AgCl(s) + NaNO3(ac) Al2(SO4)3(ac) + 6 KOH (ac) → 2Al(OH)3(s) + 3 K2SO4 (ac) CuO(s) + 2 HCl(ac) → CuCl2(ac) + H2O AB+ CD→AD + CB

15. 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 HCl(ac) + NaOH(ac) → H2O + NaCl(ac) H2SO4(ac) + 2KOH (ac)  K2SO4 (ac)+ 2H2O ACIDO + BASE → AGUA + SAL

17. Reacciones de Combustión Los compuestos que contienen Carbono, Hidrógeno y Oxígeno arden con el aire (consumiendo Oxígeno) y forman generalmente CO2 +H2O +energía. Ejemplo combustión del metano y el Etanol: CH4 (g)+ 2O2(g)  CO2 (g)+ 2H2O (g) + Energía C 2 H5OH (l) + O2 (g)  2 CO2 (g) + 2 H2O ( g) + Energía

18. REACCIÓN ENDOTERMICA Estas reaccionan necesitan energía, ya que la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos. Por lo tanto se les debe de proporcionar energía , generalmente en forma de calor( se identifican en el laboratorio porque se indica: caliente en baño Maria, estufa, mechero. El valor de △H tiene un signo positivo (+) . Ej Se pueden indicar de las siguientes formas: H2(g) + ½ O2(g) +283 Kcal → H2O (l) H2(g) + ½ O2(g)→ H2O (l) △H =+283 Kcal

19. REACCIÓN EXOTERMICA En éstas reacciones, se libera energía ya que la energía de los reactivos es mayor que la energía del producto. En una reacción exotérmica el calor fluye afuera del sistema es decir hacia los alrededores. En el laboratorio, por ejemplo, se siente que el tubo de ensayo se pone caliente. El valor △H tiene un signo negativo(-). Puede representarse así: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2(g) + 192 Kcal CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2(g) △H= -192Kcal

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. CS2(g) + 4 H2 (g) ⇄ CH4(g) + 2 H2S (g) A ⇄ B

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: • NH3 N2 + H 2 • Balanceada : 2 NH3  N2 + 3 H 2 • Los coeficientes que balancean la ecuación: • Del lado de los reactivos : 2 • Del lado de los productos: 1, 3 • Nota: para balancear una ecuación NO deben modificarse los subíndices, solo pueden modificarse los coeficientes.

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 :

25. Ejercicios • NaOH + H2S → Na2S + H2O • KClO3→KCl + O2 • Mg(s) + N2(g)→ Mg3N2(s) • AgNO3+ BaCl2 →AgCl+ Ba(NO3)2 • Al + H2SO4→ Al2(SO4)3 + H2 • Cu(NO3)2 +Na2S → CuS+NaNO3 • CH4 + O2→ H2O + CO2 • BaCl2 + K2CO3 →BaCO3 + KCl

26. NÚMERO Ó ESTADO DE OXIDACIÓN Es un número que se le asigna a los átomos en un compuesto, ión, ó estado elemental. Reglas para asignar números de oxidación • A todo elemento no combinado o unido consigo mismo se le asigna un número de oxidación de cero. Ejemplo: H2 : H=0 Cl2 : Cl = 0 Zn : Zn = 0 Ag : Ag = 0

27. 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. Ej: Cargas totales +2  +3 • H2S : H 2+1 S -2 NH3 N -3 H 3+1

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: • H2O2 : H2+1 O 2-1 H : +1 O: -1 • En el resto de sus compuestos se le asigna -2. • CO2 C +4 O-22 C: +4 O: -2 cargas totales  - 6 • SO 3 S +6 O -23

29. Para las siguientes familias, generalizamos: 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. • En un compuesto, la suma de todos los números de oxidación es cero. H3BO3 H= +1 B= +3 O= -2 • En un ión poli atómico, la suma de los número de oxidación de todos los átomos es igual a la carga del ión. PO4-3 : O = -2 x 4 = -8 ; P = +5 Total carga = -3

30. 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 6- Para compuestos binarios de la siguiente forma: AxBy : 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 : Fe2S3 : 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 columnas impares.

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. • Casi siempre el compuesto poseerá elementos con múmeros de oxidación conocidos :

33. Ejemplos: • H2SO4 H= +1 O= -2  S = +6 • H2SO3 H= +1 O= -2  S = +4 • HClO4 H = +1 O= -2  Cl = +7 • Ni 2 ( CO3 )3 Ni = +3 y todo el CO 3 = -2 Entonces C = +4 O = -2 .

34. Resuelva los siguientes ejemplos

35. Fin