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Reacciones Químicas

Cambia, todo cambia…

Reacciones químicas - significado

A + B C + D

reactivos productos

H2 + Cl2 HCl

condiciones

catalizadores


Equivalencia de masa y energía (Einstein, 1879-1955):

∆E = ∆m . c2

Ley de conservación de la energía:

“La energía total de un sistema cerrado se mantiene constante, no se crea ni se destruye sino que se transforma”

Ley de conservación de la masa (Lavoisier, 1743-1794):

“La masa total de un sistema cerrado se mantiene constante, independientemente de los cambios físicos o químicos que en él

se produzcan”


H2 + Cl2 HCl

Coeficiente estequiométrico atomicidad

Ecuación BALANCEADA según la Ley de conservación de la masa

H2 + Cl2 2 HCl

Reacciones químicas - clasificación

1. Según la cantidad de reactivos y productos que intervienen…

2. Según haya o no variación en el número de oxidación…

3. Según haya liberación o absorción de energía…


Según la cantidad de reactivos y productos que intervienen:

- COMBINACIÓN, ADICIÓN, SÍNTESIS o POLIMERIZACIÓN.

- DESPLAZAMIENTO o SUSTITUCIÓN:

- Simple.

- Doble.

- DESCOMPOSICIÓN.


COMBINACIÓN, ADICIÓN, SÍNTESIS o POLIMERIZACIÓN.

MgO + SO3 MgSO4

CaO + H2O Ca(OH)2

n CH2=CH2 -(CH2-CH2)-n

A + B AB


DESPLAZAMIENTO o SUSTITUCIÓN:

- Simple.

- Doble.

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O

AB + CD AC + BD

A + BC AB + C


DESCOMPOSICIÓN.

CaCO3 CaO + CO2

2 HgO 2 Hg + O2

AB A + B


- Según haya o no variación en el número de oxidación:

- METÁTESIS:

- Precipitación.

- Neutralización.

- ÓXIDO-REDUCCIÓN o REDOX:

- Desplazamiento de halógenos, metales o H.

- Combustión.

- Electroquímicas.


- Número de oxidación: …

- La oxidación se define como la pérdida de electrones, cuando un elemento se oxida pierde electrones y por lo tanto aumenta su número de oxidación.

- La reducción se define como la ganancia de electrones, cuando un elemento se reduce gana electrones y por lo tanto disminuye su número de oxidación.


- El agente oxidante es el que se reduce, ya que es el que hace que el otro se oxide.

- El agente reductor es el que se oxida, ya que es el que hace que el otro se reduzca.

- ¿Quién se OXIDA? ………………………. = Agente REDUCTOR

- ¿Quién se REDUCE? ………………….… = Agente OXIDANTE


Reglas para asignar Números de oxidación (Nox):

1. El NOx de un átomo en una SUSTANCIA SIMPLE es cero.

2. En las SUSTANCIAS COMPUESTAS, la suma algebraica de los NOx de los átomos involucrados, multiplicados por sus atomicidades, es igual a cero.

3. En los IONES, la suma algebraica de los NOx de los átomos involucrados, multiplicados por sus atomicidades, es igual a la carga neta del ión.

4. El HIDRÓGENO presenta habitualmente NOx = +1, excepto en hidruros donde es -1.


Reglas para asignar Números de oxidación (Nox):

5. El OXÍGENO presenta habitualmente NOx = -2, excepto en peróxidos (-1) y con F (+2).

6. Los ELEMENTOS del Grupo 1A presentan siempre NOx = +1.

7. Los ELEMENTOS del Grupo 2A presentan siempre NOx = +2.

8. El FLÚOR presenta siempre NOx = -1.

9. Los halógenos CLORO, BROMO e IODO presentan NOx = -1, salvo en compuestos ternarios con oxígeno y metal (sales) o hidrógeno (oxoácidos) donde NOx = +1, +3, +5, +7.


METÁTESIS:

- Precipitación

- Neutralización

2 AgNO3 + CaCl2 2 AgCl ↓ + Ca(NO3)2

2 HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + 2 H2O


ÓXIDO-REDUCCIÓN o REDOX:

- Desplazamiento de halógenos, metales o H.

- Combustión.

- Electroquímicas.

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

2 Fe + 6 HCl 2 FeCl3 + 3 H2

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

Zn (s) + Cu+2 (aq) Zn+2 (aq) + Cu (s)


- Según haya liberación o absorción de energía:

- EXERGÓNICAS.

- ENDERGÓNICAS.

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + ε

2 Na + H2O 2 NaOH + H2 + Ø

CH4 + Cl2 + LUZ CH3Cl + HCl

6 CO2 + 6 H2O + ε C6H12O6 + 6 O2

Reacciones químicas - balanceo

• Por TANTEO.

• Por MÉTODO ALGEBRAICO.

• Por MÉTODO IÓN-ELECTRÓN (sólo para REDOX).



… Fe + … HCl … FeCl3 + … H2

- Asignar un coeficiente a cada sustancia:

- Escribir la ecuación correspondiente a cada elemento:

a Fe + b HCl c FeCl3 + d H2

Fe a = c

H b = 2 d

Cl b = 3 c



- Asignar un valor arbitrario a una de las incógnitas y resolver el sistema de ecuaciones planteado:

c = 1 => a = c = 1 => a = 1

=> b = 3 c = 3 . 1 = 3 => b = 3

=> b = 2 d => d = 3/2

O… c = 2, a = 2, b = 6 y d = 3

2 Fe + 6 HCl 2 FeCl3 + 3 H2



- Escribir las hemirreacciones de oxidación y reducción:

K + Br2 KBr

K K+ + e-

Br2 + 2 e- 2 Br-



- Igualar convenientemente la cantidad de electrones a ambos lados, sumar miembro a miembro y simplificar:

- Escribir la ecuación iónica obtenida, en su forma molecular:

2 K 2 K+ + 2 e-

Br2 + 2 e- 2 Br-

2 K + Br2 + 2 e- 2 Br- + 2 K+ + 2 e-

2 K + Br2 2 KBr

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