REACCIONES QUÍMICAS

EVIDENCIA DE REACCIONES QUÍMICAS

Cambio de color

Liberación de energía en forma de luz o calor

Absorción de energía (disminución de temperatura)

Cambio de olor

Aparición de burbujas o sólidos

REPRESENTACIÓN DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

Describir los cambios que suceden en la naturaleza debido al reordenamiento de los átomos de la materia de forma objetiva, cuantitativa y ordenada.

ECUACIONES QUÍMICAS

Muestran las sustancias que inician una reacción, las cuales se denominan

REACTIVOS.

Muestran las sustancias que se forman debido a la reacción, las cuales se

denominan PRODUCTOS.

Muestran la dirección a la cual progresa

una reacción mediante una FLECHA (no es una igualdad).

REACTIVO 1 + REACTIVO 2 → PRODUCTO 1+ PRODUCTO 2

Símbolo Significado

+ Separa 2 o más reactivos o productos

→ Separa reactivos de productos

(s) Identifica el estado sólido

(l) Identifica el estado líquido

(g) Identifica el estado gaseoso

(ac) Identifica la solución en agua

TÉRMINO NÚMERO DE OXIDACIÓN

CAMBIO ELECTRÓNICO

Oxidación Aumenta Pérdida de electrones

Reducción Disminuye Ganancia de electrones

Agente oxidante

Disminuye Gana electrones

Agente reductor

Aumenta Pierde electrones

TIPOS DE ECUACIONES QUÍMICAS

1. Ecuaciones con palabras

hierro + cloro → cloruro de hierro (III) (s)

“El hierro en estado sólido reacciona con cloro

en estado gaseoso para producir el sólido

cloruro de hierro (III).”

2. Ecuaciones con estructura básica

Fe + Cl2 → FeCl3

“El hierro en estado sólido reacciona con cloro en estado gaseoso produciendo cloruro de hierro (III) en estado sólido”.

3. Ecuaciones químicas

Fe (s) + Cl2 (g) → FeCl3 (III) (s)

1 Fe + 2 Cl → 1 Fe 3 Cl

¿de dónde salió un átomo de cloro?

Todas las ecuaciones químicas deben mostrar que la materia se conserva, según la ley de la conservación de la masa, debe indicar

que el número de átomos a ambos lados de la ecuación es el mismo.

Métodos de ajuste

Por tanteo (ecuaciones sencillas)

1.- Escribir correctamente la ecuación2.- Igualarla tomando en cuenta el siguiente orden: Los no metales que NO sean Oxígeno Los metales El hidrógeno El Oxígeno3.- Ecuación Balanceada

4 2 2 2CH + O CO + H O Si un elemento aparece en un solo compuesto en cada lado, se

ajustan primero los coeficientes de dichos compuestos Si un reactivo o producto es un elemento libre, se ajusta en último

lugar Los demás coeficientes se van adaptado, por tanteo, al resultado

del primer paso Pueden usarse coeficientes fraccionarios; al final pueden

convertirse todos en enteros por multiplicación por un factor común

1. C aparece en un solo compuesto en cada lado: 4 2 2 21 CH + O 1 CO + H O

2. H aparece en un solo compuesto en cada lado: 4 2 2 21 CH + O CO + 2 H O

3. Como consecuencia de 1 y 2: 4 2 2 21 CH + O 1 CO + 2 H O

4. O aparece como elemento libre y lo ajustamos al final

4 2 2 2CH +2 O CO + 2 H O

Por tanteo (ecuaciones sencillas)

3 4 3 4 2 2H PO + CaO Ca (PO ) + H O

Ejemplo:

2 1P:

3 1Ca:

2 3H:

P,Ca,H: 2 313

3 4 3 4 2 22H PO +3CaO Ca (PO ) + 3 H O

ácido tetraoxofosfórico  óxido de calcio

6 12 6 2 2 2C H O + O CO + H O

Ejemplo: Reacción global de combustión metabólica completa de la glucosa

1 6C:

1 6H:

C,H: 1 66

6 12 6 2 2 2C H O +6 O 6 CO +6 H O

H: 2 12

El número en que se oxida o se reduce un elemento en una reacción está dada por la siguiente escala

Método de Óxido-Reducción

(Pierde electrones, se hace positivo)

(Gana electrones, se hace negativo)

Método de Óxido-ReducciónSe conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , diatómico como los gases o halógenos (O2) y poliatómicos (S6) . Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de oxidación" , que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0) . Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo :

Na + H2O NaOH + H2

Na0 + H+12O-2 Na+1 O-2H+1 + H0

2

Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.

Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen.

Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.

Para la reacción anterior :         Na0 Na+1  Oxidación (más positivo)

       H+12 H0

2   Reducción (más negativo)

Reglas para el balanceo redox

K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3

1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.

K+12Cr+6

2O-27 + H+1

2O-2 + S0 S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+3

2O-23

2. Escribir las semi-rreacciones de oxidación y de reducción,

cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se

escribe con él en la semi-reacción (por ejemplo el Cr2 en ambos

lados de la reacción) y si es necesario, balancear los átomos (en

este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos

lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser así se colocan

coeficientes para balancear las semi-rreacciones) y finalmente

indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de

+6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones

y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones). +6 e

Cr+62 ® Cr+3

2 Reducción

- 4e

S0 ® S+4 Oxidación

3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las semirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la semirreacción contraria (o por sus mínimo común denominador).

+6 e

2 [ Cr+62 ® Cr+3

2 ]

- 4e

3 [ S0  ® S+4 ]

+12 e

2Cr+62 ® 2Cr+3

2

- 12e

3S0  ® 3 S+4

3 S0   +  2Cr+62 ® 3 S+4    + 2Cr+3

2

12 = mcd = 2 y 3

4. Hacer una sumatoria de las semirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.

3 S0   +  2Cr+62 ® 3 S+4    + 2Cr+3

2

 2K2Cr2O7 + H2O + 3S    ®   3SO2 + KOH + 2Cr2O3 4 K

4 Cr

14 O

2 H

1 O

3 S

6 O

1 K

1 O

1 H

4 Cr

6 O

3 S

4 K + 4 Cr + 15 O + 2 H + 3 S 3 S + 13 O + 1 K + 4 Cr + 1 H

Diferencia: 3 K, 2 O y 1 H

K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3

2K2Cr2O7  +  2H2O +  3S    3SO2  +  4KOH  +  2Cr2O3

5. Terminar de balancear por tanteo.

Diferencia: 3 K, 2 O y 1 H

 2K2Cr2O7 + H2O + 3S    ®   3SO2 + KOH + 2Cr2O3

( H2O )

4 K

4 Cr

14 O

4 H

2 O3 S

6 O

4 K

4 O

4 H

4 Cr

6 O

3 S

4 K + 4 Cr + 16 O + 4 H + 3 S = 3 S + 16 O + 4 K + 4 H + 4 Cr

Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Ecuación a balancear: FeS + O2 Fe2O3 + SO2

Método Algebraico

Los pasos a seguir son los siguientes: 1. Escribir una letra, empezando por la A, sobre las especies de la ecuación:

A B C D

FeS + O2 à Fe2O3 + SO2

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C . El símbolo produce (® ) equivale al signo igual (=).

      Fe     A = 2C         S    A = D

        O    2B = 3C + 2D

3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

A   B   C   D

FeS + O2 à  Fe2O3 + SO2

    Fe   A = 2C          Sí C =2       A= D         2B = 3C + 2D     S     A = D                A= 2C        D = 4         2B = (3)(2) + (2)(4)    O   2B = 3C + 2D       A= 2(2)                         2B = 14                                     A = 4                              B = 14/2     B = 7

4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A   B   C   D

4 FeS + 7 O2 à 2Fe2O3 + 4SO2

Ecuación Balanceada

Método Algebraico

a=2d=3c

b=c

a= 2d

d = a/d = 6/2 = 3

Si b = 2

c = 2

a = 3(2) = 6

Balancear: HBr + Fe FeBr3 + H2

a HBr + bFe cFeBr3 + dH2 H a = 2d

Br a =3c

Fe b = c

Resolver el sistema de ecuaciones:

Si fuera necesario se multiplican todos los valores por el denominador y se simplifican los coeficientes

6 HBr + 2 Fe 2 FeBr3 + 3 H2

BALANCEO DE REACCIONES¿Qué es un coeficiente?

Es un número escrito antes de un símbolo químico de un elemento o compuesto que indica el menor número de moléculas o fórmulas unitarias involucradas en una reacción. Generalmente es un número entero y no se escribe si su valor es igual a 1.

Ejemplo:

3KCL, 2H2O, HCL

¿Qué es un subíndice?

Es un número entero escrito con letras pequeñas después de un símbolo de un elemento químico que indica la forma en que este se encuentra naturalmente, indica el número de átomos de un elemento. No deben ser modificados ya que se cambia la identidad de la sustancia.

Ejemplo:

O2, Cl2, H2, F2

PASOS PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS

• PASO 1

Escribir la ecuación con la estructura básica para la reacción, separando los reactivos de los productos por medio de flechas e indicando el estado de agregación de todas las sustancias involucradas en la reacción.

H2 (g) + Cl2 (g) HCL (g)

• PASO 2

Contar los átomos de los elementos de los reactivos. Si una reacción involucra iones poliatómicos idénticos tanto en los reactivos como en los productos, contar el ión poliatómico con si fuera un elemento.

H2 + Cl2

2 átomos de hidrógeno

2 átomos de cloro

• PASO 3

Contar los átomos de los elementos de los productos. En esta reacción se produce un átomo de hidrógeno y uno de cloro.

HCL

1 átomo de H

1 átomo de Cl

• PASO 4

Cambiar los coeficientes para que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. Nunca cambiar los subíndices de una fórmula química porque se cambias la identidad de la sustancia. Sólo cambiar los coeficientes.

H2 + Cl2 HCL

H2 + Cl2 2HCl

• PASO 5

Escribir los coeficientes en la razón más baja posible. Los coeficientes deben de ser los números enteros más pequeños posibles que expliquen la razón en la que se combinan los elementos en la reacción y deben demostrar que la masa se conserva.

• PASO 6

Revisar que a cada lado de la ecuación queden el mismo número de átomos.

EJERCICIO

Escribir la ecuación química balanceada de la reacción en donde el hidróxido de sodio y el bromuro de calcio producen hidróxido de calcio en estado sólido y bromuro de sodio. La reacción ocurre en agua.

Paso 1 Escribir la ecuación con estructura

básica:

NaOH (ac) + CaBr2 (ac) Ca(OH)2 (s)+ NaBr(ac)

Ecuación con la estructura

básica

Reactivos al lado

izquierdo

Productosal lado

derecho

Contar losátomos

Agregar o ajustar

coeficientes

Reducir los coeficientes a la razón más baja posible

Revisar trabajo

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. Síntesis

2. Combustión

3. Descomposición

4. Desplazamiento o sustitución simple

5. Doble desplazamiento o sustitución doble.

REACCIONES DE SÍNTESIS• Reacción en la cual dos elementos o compuestos originan un solo producto.

A + B C

Ejemplos2 elementos: Na (s) + Cl (g) NaCl (s)

2 compuestos: CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s)

1 compuesto + 1 elemento :2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g)

REACCIONES DE COMBUSTIÓN

• En este tipo de reacciones el oxígeno se combina con otra sustancia y libera energía en forma de luz y calor. Las reacciones de combustión son muy comunes, aquí hay unos ejemplos.

1. Combustión de carbón para producir energía eléctrica:

C (s) + O2 (g) CO2 (g)

2. Combustión del gas natural para producir energía mecánica y térmica.

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l)

REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN

• En estas reacciones un solo compuesto se divide en dos o más elementos o nuevos compuestos. Son opuestas a las reacciones de síntesis y por lo general requieren de una fuente de energía como luz, calor o electricidad para realizarse.

AB A + B

Ejemplos

NH4NO3(s) N2O (g) + 2H2O (l)

2NaN3 (s) 2Na (s) + 3N2 (g)

REACCIONES DE SUSTITUCIÓN SIMPLE• Es una reacción en la cual los átomos de un elemento sustituyen o reemplazan los

átomos de otro en un compuesto.

A + BX AX + B

Ejemplos

1. 2Li (s) + 2H2O (l) 2LiOH (ac) + H2 (g)

El litio (un metal) desplaza 1 átomo de hidrógeno de la molécula de agua.

2. Cu (s) + 2AgNO3 (ac) 2Ag (s) + Cu(NO3)2 (ac)

Los átomos de cobre (otro metal) sustituyen a los átomos de plata ( otro metal).

3. F2 (g) + 2NaBr (ac) 2NaF + (ac) + Br2 (l)

Un no metal (el flúor) reemplaza a otro no metal (el bromo).La capacidad de una sustancia de reaccionar con otra se denomina REACTIVIDAD.

Los elementos más reactivos pueden desplazar a los elementos menos reactivos, generándose una reacción, sin embargo, un elemento menos activo no puede reemplazar a otro más activo, por lo cual no se genera una reacción química.

METALES

Litio

Rubidio

Potasio

Calcio

Sodio

Magnesio

Aluminio

Manganeso

Zinc

Hierro

Níquel

Estaño

Plomo

Cobre

Plata

Platino

Oro

Más activo

Menos activo

HALÓGENOSFlúorCloroBromoYodo

SERIE DE REACTIVIDAD DE METALES Y HALÓGENOS

OK NR

Por ejemplo:

Br2 (g) + 2NaF (ac) NR

Fe (s) + CuSO4 (ac) FeSO4 + Cu (s)

Mg (s) + AlCl2 (ac) MgCl2 (ac) + Al (s)

Br2 (l) + MgCl2 (ac) NR

PREDICE SI OCURRIRÁN LAS SIGUIENTES

REACCIONES:

• K (s) + ZnCl2

• Cl2 (g) + HF (ac)

• Fe (s) + Na3PO4 (ac)

REACCIONES DE SUSTITUCIÓN DOBLE

• Implica el intercambio de iones entre dos compuestos.

A(+)X(-) + B(+)Y(-) A(+)Y(-) + B(+)X(-)

• Todas las reacciones de doble sustitución producen un precipitado (sólido resultado de una reacción química), un gas o agua.

Ejemplo:

Ca(OH)2 (ac) + 2HCL CaCl2 (ac) + 2H2O (l)

Pasos para reacciones de doble desplazamiento1.Escribir los componentes de los reactivos en una ecuación con estructura básica.

Al(NO3)3+H2SO4

2.Identificar los aniones y cationes de cada compuesto

Al+, NO3-

H+ , SO4-

3.Cruzar los cationes y aniones de los compuestos

Al+SO4-

H+NO3-

4.Escribir las fórmulas de los productos

Al2(SO4)

HNO3

5. Escribir la ecuación completa Al(NO3)3+H2SO4

Al2(SO4) +HNO3

6: Balancear la ecuación Al(NO3)3+H2SO4 Al2(SO4) +HNO3

Predicción de productos de las diferentes reacciones

Reacción Reactivos Productos

Síntesis 2 ó + sustancias Un compuesto.

Combustión 1 metal y O2

1 no metal y O2

1 compuesto y O2

Óxido metal.Óxido no metal.2 ó + óxidos.

Descomposición Un compuesto 2 ó + elementos ó compuestos.

Sustitución simple

1 metal y 1 compuesto1 no metal y 1 compuesto

Nuevo compuesto y metal o no metal reemplazado.

Predicción de productos de las diferentes reacciones

Reacción Reactivos Productos

Sustitución doble

2 compuestos 2 compuestos diferentes, uno de los cuales es un sólido, un gas o agua.

REACCIONES EN SOLUCIONES ACUOSAS

SOLUCIÓN ACUOSA

Es una mezcla homogénea en la cual una sustancia (SOLUTO) se disuelve en agua (DISOLVENTE).

Los diferentes tipos de solutos en soluciones acuosas pueden existir como MOLÉCULAS ó como IONES.

Agua

Ión Cloruro

Ión sodio

Para mostrar con detalle lo que sucede durante una reacción en una solución acuosa se deben de presentar todos los iones participantes en la reacción. A este tipo de ecuaciones químicas se les llama: ECUACIÓN IÓNICA COMPLETA

Ejemplo:

Ecuación química balanceada

2NaOH(ac) + CuCl2(ac) 2NaCl(ac)+ Cu(OH)2(s)

Ecuación iónica completa

2Na+ (ac) + 2OH- (ac) + Cu+ (ac) + Cl2 - (ac)

2Na+ (ac) + 2Cl- (ac) + Cu(OH)2 (s)

Ecuación iónica completa

2Na+ (ac) + 2OH- (ac) + Cu+ (ac) + Cl2 - (ac)

2Na+ (ac) + 2Cl- (ac) + Cu(OH)2 (s)

¿qué iones no participan en la reacción?

Debido a que el Na+ y Cl- no cambian durante la reacción (se mantienen como reactivos y como productos) se les llama IONES ESPECTADORES

En general los iones espectadores no se escriben en las representaciones de reacciones químicas para que sólo se muestren las partículas que participan en la reacción. Las ecuaciones que presentan los iones que participan en la reacción se llaman ECUACIONES IÓNICAS NETAS.

Para escribir la ecuación iónica neta sólo se tachan los iones espectadores ( los que se

presentan como reactivos y productos) y escribir

la ecuación iónica neta.

2Na+ (ac) + 2OH- (ac) + Cu+ (ac) + Cl2 - (ac)

2Na+ (ac) + 2Cl- (ac) + Cu(OH)2 (s)

Ecuación iónica neta

2OH- (ac) + Cu+ (ac) Cu(OH)2 (s)

EJEMPLOS

1) Reacción en solución acuosa que produce agua.

a. Ecuación química balanceada

HBr (ac) + NaOH (ac) NaBr (ac) + H2O (l)

b. Ecuación iónica completa

H+ (ac) + Br - (ac) + Na+ (ac) + OH- (ac)

Na+ (ac) + Br - (ac) + H2O (l)

c. Iones espectadores

H+ (ac) + Br - (ac) + Na+ (ac) + OH- (ac)

Na+ (ac) + Br - (ac) + H2O (l)

d. Ecuación iónica neta

H+ (ac) + OH- (ac) H2O (l)

Reacciones en solución acuosa que producen gas

En este tipo de reacciones se lleva a cabo una doble sustitución seguida casi simultáneamente de una reacción de descomposición que genera GAS.

Ejemplo:

Reacción I (doble sust.) Ecuación química balanceada

HCl (ac) + NaHCO3 (ac) H2CO3 (ac) + NaCl (ac)

Reacción II (descomp.) Ecuación química balanceada

H2CO3 (ac) H2O (l) + CO2 (g)

Ecuación combinada ( I + II )

HCl (ac) + NaHCO3 (ac) + H2CO3

H2CO3 (ac) + NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Ecuación general

HCl (ac) + NaHCO3 (ac)

NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Ecuación iónica completa

H+ (ac) + Cl- (ac) + Na+ (ac) + HCO3- (ac)

Na+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Ecuación iónica neta

H+ (ac) + HCO3- (ac) H2O (l) + CO2 (g)

Método de Óxido-Reducción1. Se escribe correctamente la ecuación2. Se indica la valencia de cada elemento que interviene en la

reacción3. Se identifican los elementos que han variado de valencia

4. Se establecen Oxidantes y Reductores

5. Se determina el número de valencias oxidadas o reducidas

6. Se pone como coeficiente del oxidante el número de valencias oxidadas y como coeficiente del reductor el número de valencias reducidas

7. Ubicar los coeficientes para los productos de los elementos que han variado de valencia

8. Balancear átomos.

HBr + Fe - FeBr3 + H2

H+ Br- Feo Fe 2+ Br 2- H+

H+ Br- Feo Fe 2+ Br 2- H+

Feo Fe 2+ Br- Br 2-

Fe de 0 a 2 = 2 Br de -1 a -2= -1

1HBr + 2Fe FeBr + H2

HBr + 2Fe 1FeBr + 1H2

2HBr + 2Fe 2FeBr + H2