Reacción y Ecuación Química

Semana 4 – 2019

Isabel Fratti de del Cid

Diseño de diapositivas, imágenes e ilustraciones cortesía de Licda : Lilian Guzmán.

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Reacción Química

• Una reacción constituye una transformación de la materia, que

genera sustancias con características diferentes de las

sustancias de donde se originaron. A esto se le conoce como

cambio ó fenómeno Quimico lo que constituye una reacción

quimica. Si la materia no genera sustancias diferentes, sino

que mantiene su composición y estructura, se dice que

experimento un cambio o fenómeno físico.

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Reacción Química Es un proceso en el cuál, uno o mas elementos o

compuestos reaccionan entre si para formar uno

o mas elementos o compuestos con

características y propiedades diferentes a las

sustancias originales. Es decir ocurre un

cambio químico.

Ejemplo: Oxidación del Hierro

4 Fe (s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s)

(sólido gris) ( gas incoloro) (Sólido café-anaranjado)

Note: los átomos mantienen su identidad y número en ambos

lados de la ecuación pero formando compuestos diferentes.

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Manifestaciones de una reacción química

Entre los cambios detectables se pueden 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)

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Una reacción química corresponde a un cambio Quimico o

Fenómeno Quimico, ya que las sustancias formadas poseen

propiedades físicas y químicas diferentes.

En una reacción química ordinaria, la identidad de los átomos no

cambia. ( Es decir el número de protones en el núcleo no CAMBIA) .

Los electrones si pueden afectarse ya que pueden compartirse o

transferirse de un átomo a otro, afectándose la carga de la partícula

y su número de oxidación. Los electrones que participan en éstos

cambios generalmente son los electrones de valencia.

Una reacción química se puede representar a través de una ecuación

química.

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Ecuación QuímicaEs la representación de una reacción

química, usando símbolos y formulas de losreactivos usados y los productos formados .

En ésta podemos indicar al pie de lossímbolos y fórmulas el estado físico en elque se encuentran al momento dereaccionar y formarse.

Como una ecuación es una identidad: debebalancearse de modo que la cantidad deátomos participantes sea igual del lado delos reactivos y productos.

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Partes de una Ecuación

A + B → C + D

REACTIVOS PRODUCTOS

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REACTIVOSElementos ó compuestos que van a participar en la reacción( se colocan del lado izquierdo)

PRODUCTOSSon las sustancias que se forman durante la reacción.( se colocan del lado derecho)

Catalíticos o catalizadores• En algunos casos las reacciones requieren de un catalítico o

catalizador para que la reacción ocurra más rápido.

•• Ejemplo Pt

• C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g)

• El Pt actúa como catalizador

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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 ( su símbolo ó fórmula) se colocageneralmente sobre la flecha de la reacción.

Símbolos usados en las ecuaciones y sus

significados

Una flecha sencilla entre reactivos y productos (→)

indica que la reacción es irreversible.

CuO (s) + 2HCl (ac) → CuCl2 (ac) + H2O (l)

Una doble flecha (⇄), indica que la reacción es

reversible.

2 NH3 (g)⇄ N2(g)+ 3 H2

(g)Nota : al pie de las fórmulas o símbolos de las sustancias participantes, puede indicarse el

estado físico en el que se hallan o se producen las sustancias participantes.

En la próxima diapositiva se indica la simbología más usada.

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(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, es decir el producto formado es poco

soluble en agua)

(ac)

(aq)

Solución Acuosa del lado de los productos o

reactivos nos indica que se hallan en 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

izquierdo, indica que la reacción es endotérmica .

b) Escrito a la izquierda indica que la reacción es

exotérmica) 10

Tipos de ReaccionesReacciones de Síntesis o Combinación

Reaccionan dos o más sustancias y se obtiene un solo

producto. La forma general de éstas reacciones es :

Ejemplos :

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

H2(g)+ Br2(g) →2HBr(g)

CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s) **Proceso natural de la formación de la piedra caliza.

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A + B → AB

Síntesis y combinación

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Moléculas

de O2

Reacción de Análisis o Descomposición

Reacción en la que un solo compuesto genera 2 o

más sustancias simples o compuestas.

Este tipo de reacción se representa :

Ejemplo :

CaCO3 (s)→ CaO(s) + CO2(g)

2HgO (s) → 2Hg (S) + O2

2Al2O3(s) →4Al(s) + 3O2(g)

2 Cu (NO3)2 (s) → 2 CuO(s) + 4NO2(g)+ O2(g)13

A B → A + B

Análisis o descomposición

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Reacción de Sustitución simple o

Simple Desplazamiento Reacción en la cual un elemento desplaza a otroelemento 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

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A+ BC → AC +B

Simple desplazamiento

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Aquí se observa al zinc, desplazando al Hidrogeno y

combinándose con el cloro..

Reacciones de Doble sustitución,

doble desplazamiento o MetátesisReacción donde un elemento de un compuesto,sustituye a otro elemento de otro compuesto, Porlo tanto los reactivos y los productos siempre sonsustancias 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

e

AB+ CD → AD + CB

Reacciones de Doble sustitución o Metátesis

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El Na+, desplaza al Ba+2 y se combina con el Cl -,y el Ba+2, se

combina con el SO4-2 . Note como el SO4

-2, posee 2 cargas

negativas, necesita 2 iones sodio Na+, para formar Na2SO4

Reacciones de NeutralizaciónEn 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)

Acido Base Agua sal

H2SO4 (ac) + 2KOH (ac) → K2SO4 (ac) + 2H2O

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ACIDO + BASE → AGUA + SAL

Reacciones de CombustiónLos compuestos que contienen como mínimo Carbono,

Hidrógeno arden con el aire (consumiendo Oxígeno) y forman

CO2*+H2O+energía.

La gasolina en los automotores al quemarse es un ejemplo de combustión,

igual que el gas en las estufas, el alcohol en los mecheros, la cera de las

velas, Etc.

* Se forma cuando hay suficiente oxígeno disponible.

• Ejemplo combustión del metano y el Etanol:

CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g) + Energía

C 2 H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O ( g) + Energía

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REACCIÓN ENDOTERMICA

Estas 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 se indica: caliente en baño María, estufa,

mechero).

El valor de △H tiene un signo positivo (+) .

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

H2 (g) + ½ O2 (g) + → H2O (l)

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REACCIÓN EXOTERMICAEn éstas se libera energía ya que la energía de losreactivos es mayor que la energía del producto.El calor o la energía fluye afuera del sistema ,hacialos alrededores. En el laboratorio, se siente que eltubo de ensayo se pone caliente o se genera luz ollamas. El valor △H tiene un signo negativo(-).Pueden representarse así:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2O(g) + 192 Kcal

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2O(g) △H= -192Kcal

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2O(g) + calor

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REACCIONES REVERSIBLES

Pueden realizarse en una u otra dirección.

Reacción directa : A → B ( hacia la derecha)

Reacción inversa: A B ( hacia la izquierda)

Se representan con una Doble flecha que apuntaen ambas direcciones (⇄) para indicar que lareacción es reversible.

Flecha a la derecha: → Reacción directa

Flecha a la izquierda: ← Reacción inversa

CS2 (g) + 4 H2 (g) ⇄ CH4 (g) + 2 H2S (g)

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A ⇄ B

Balanceo de Ecuaciones

Este procedimiento, consiste en buscar loscoeficientes ( Números enteros en su mayoríaque se colocan delante de la formula ósímbolos de las sustancias participantes) quepermiten que en una ecuación química sehallen exactamente el mismo número deátomos a cada lado de la ecuación. Recuerdeuna ecuación es una igualdad. Además debecumplirse con la ley de la conservación de lamasa ( igual numero de átomos en amboslados de la ecuación).

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• 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.25

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)

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Balanceo por Tanteo

Se coloca los coeficientes delante 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

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Ejercicios: Balancee por tanteo las siguientes ecuaciones.

a) NaOH + H2S → Na2S + H2O

b) KClO3 → KCl + O2

c) Mg(s) + N2 (g) → Mg3N2(s)

a) AgNO3+ BaCl2 → AgCl+ Ba(NO3)2

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a) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2

b) Cu(NO3)2 +Na2S → CuS+NaNO3

c) CH4 + O2 → H2O + CO2

d) BaCl2 + K2CO3 →BaCO3 + KCl

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Es un número que se le asigna a losátomos presentes en un compuesto ó enestado elemental, o también a iones.

Reglas para asignar números de oxidación

1. A todo elemento no combinado o unidoconsigo mismo se le asigna un número deoxidación de cero.

H2 : H combinado con el mismo se le asigna # de oxidación Cero.Igual con otros combinados con ellos mismos Cl2 : Cl = 0

Zn : No esta combinado se le asigna cero. Zn = 0 igual a la plata si nose halla combinada se le asigna cero Ej : Ag : Ag = 0

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NÚMERO Ó ESTADO DE OXIDACIÓN

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 H2S y en el NH3 :

Cargas totales de los H→+2* cargas totales de los H →+3*

• H2S : H 2+1* S -2* NH3

: N -3* H 3+1*

*Por eso se le asigna al S : -2 *Por eso se le asigna al N : -3

Números de oxidación asignados : H: +1 S: -2 N: -3

• Al Oxígeno en la mayoría de sus compuestos , se le asigna

un número de oxidación -2. Excepción : Peróxidos, donde

se le asigna -1. Ejemplo:

Peroxido de Hidrogeno H2O2 : H+1 O -1 H : +1 O: -1

• En el resto de sus compuestos se le asigna -2.

Ej: CO2 C +4 O-22 C: +4 O: -2

Cargas totales del oxígeno :-4 entonces el C = +4

EJ : En el SO3 quedando

cargas totales del oxigeno : - 6 ( 3 x -2) entonces el S = +6

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3-Para las siguientes familias, el número deoxidación predominante al combinarse:

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 deoxidación es cero.

Ej: H3BO3 H= +1 B= +3 O= -2

5-En un ión poli atómico, la suma de los números deoxidación de todos los átomos es igual a la carga del ión.

Ej: PO4-3 : O = -2 x 4 = - 8 ; P = +5 Total carga del ión = -3

( +5) + (-8) = -333

6-A todos los iones monoatómicos se les asigna

números de oxidación iguales a la carga de los

iones en esos compuestos :

Na + : Na = +1 Ca +2 : Ca : +2

S -2 : S = -2 Cl - : Cl = -1

7- 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

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• 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.

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Elemento No. Columna Nos. Oxidación más comunes

C IV (par) ± 2,4

S VI ( par) ± 2, 4, 6

As V ( impar) ± 3, 5

Cl VII ( impar ) ± 1,3,5,7

Recordar que:Para encontrar los números de oxidación de los elementos

en un compuesto ,BASESE en las normas vistas, NO es

necesario recurrir a la tabla periódica pues alli no

encontrará todos los números de oxidación.

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 números

de oxidación conocidos, los cuales le servirán de base para

encontrar los otros. 36

• Ejemplos:

• H2SO4 H= +1 O= -2 → S = +6

• H2SO3 H= +1 O= -2 → S = +4

• HClO 4 H = +1 O= -2 → Cl = +7

• Ni 2 ( CO3 )3 Ni = +3 y todo el CO 3 = -2

Entonces C = +4 O = -2 .

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Cu ( NO3 ) 2 Cu : N O

PbO2 Pb: O:

KMnO4 K: Mn: O:

NO 2- N O:

KClO3 K: Cl: O:

Na2SO4 Na: S: O:

Co (OH)2 Co: O: H:

Fe 3 (PO4) 2 Fe: P O

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Determine los números de oxidación de cada elemento en

losmsiguientes compuestos ó iones.

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Resuelva los siguientes ejercicios de la guía de estudio:

Ejercicios : 6.1 y 6.2 , 7,9,10 ,13, 16