Año: 2020 Guía N: 7 REACCIONES Y ECUACIONES

QUÌIMICAS .

Grado: ONCE

Área: Ciencias Naturales y Medio

Ambiente

Asignatura: QUÍMICA

Docente (s): JAIME JOSÉ MAYA TOBAR TIEMPO: 20 DÍAS

Hacer una lectura y repaso metódico-analítico de cada uno de los contenidos contemplados en la presente guía de estudio, que le permitirán entender los mecanismos por los cuales se forman las sales tanto neutras, ácidas, básicas y dobles, así como, la importancia de las fórmulas químicas en la representación de las diversas sustancias.

Desarrollar el taller de aplicación de la teoría estudiada, justificando debidamente cada una de las respuesta

CRITERIOS DE EVALUACIÓN: puntualidad al reportar asistencia; participación activa, disposición, voluntad e interés en cada una de las asesorías; justificación a cada una de las preguntas del taller de aplicación práctica; envío del taller por correo electrónico, whatsApp o en medio físico, respetando el cronograma fijado por coordinación académica.

REACCIONES QUÍMICAS

1. CONCEPTO

Es el procese químico por el cual unas sustancias, llamadas reactivos,

se transforman en otras, llamadas productos. Las reacciones químicas

se caracterizan por un cambio de las propiedades de los cuerpos

reaccionantes, una variación de energía en el transcurso del proceso.

Link de apoyo:

https://www.youtube.com/watch?reload=9&v=dtTi_xUeBlY

2. CLASES DE REACIONES

Según las transformaciones que se suceden, se pueden considerar las

siguientes clases de reacciones:

2.1 Reacciones de combinación o síntesis

Son aquellas en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Su ecuación general es:

A + B C

Ejemplos:

4B + 3O2 2B2O3

SO2 + H2O H2SO3

H2 + Cl2 2HCl

2.2 Reacciones de descomposición

Denominadas también de análisis, ocurren cuando una sustancia se

descompone para formar otra u otra más simples.

Su ecuación general es:

AB A + B

Ejemplos:

2NaClO3 2NaCl + 3O2

CaCO3 CaO + CO2

2H2O 2H2 + 2O2.

2.3 Reacciones de desplazamiento

En este tipo de reacciones, un elemento desplaza a otro de un compuesto. El elemento sustituido es el más débil o menos activo

químicamente. Generalmente ocurre en solución acuosa y obedecen a

la ecuación general:

A + BC AC + B

Ejemplos:

2K + 2H2O 2KOH + H2

Mg + FeSO4 MgSO4 + Fe

Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu

Los siguientes metales aparecen en orden decreciente de actividad química: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H) Cu,

Hg, Ag, Au:

Ejemplo

Si se trata de combinar: Ag +ZnSO4 no hay reacción, porque la plata es menos activa que el zinc.

Un no metal reemplaza a otro menos activo, en este caso la actividad

está relacionada con la habilidad de ganar electrones y formar iones negativos.

Ejemplo:

Cl2 + 2NaBr 2NaCl + Br2

I2 + NaCl no hay reacción: el I es menos activo

que el Cloro

Br2 + 2NaI 2NaBr + I2

2.4 Reacciones de intercambio o doble desplazamiento

Se realizan por reacción de dos compuestos que intercambian

elementos y se producen dos nuevos compuestos. Su fórmula general

es:

AB + CD AC + BD

Ejemplos:

Na+ Cl- + Ag+ NO3- NaNO3 + AgCl

Al+3 PO4-2 + H+ I- H3PO4 + Al I3

Na2+CO3

-2 + Ba+2Cl2- BaCO3 + NaCl

2.5 Reacciones de neutralización

Ocurren cuando un ácido reacciona con una base para formar sales y

agua. Su reacción general es:

AB + CD AC + BD

Ejemplo:

Al (OH)3 + H2SO2 Al2 (SO4)3 + H2O

K OH + HCl KCl + H2O

NH4 OH + H2S (NH4)2 S + H2O

Todas las reacciones se pueden clasificar en dos grandes grupos:

Reacciones sin transferencia de electrones, o sea aquellas que

presentan una redistribución de los átomos y por lo tanto no hay

cambio en el número de oxidación; como las reacciones de doble

desplazamiento o las de neutralización.

Reacciones de óxido reducción o redox, en las cuales hay cambio

en el número de oxidación de los reactivos y productos. A este

grupo pertenecen las reacciones de combinación o síntesis, de

descomposición, y las de desplazamiento o sustitución.

3. BALANCE DE REACCIONES

Para balancear las ecuaciones químicas, existen tres métodos que son los más utilizados: Tanteo o ensayo y error, Algebraico y Oxidación

reducción (redox). Toda reacción química debe ser balanceada, con el

fin de cumplir la ley de la conservación de la masa.

Link de apoyo:

https://www.youtube.com/watch?v=wchcpkqNB4Y.

3.1 Método de tanteo

Este método consiste en colocar coeficientes numéricos a la izquierda

de cada sustancia hasta tener igual número de átomos tanto en los

reactivos como en los productos. Para que el meto funcione se debe seguir la siguiente norma: primero se balancea el metal, luego el no

metal, a continuación el oxígeno y por último, el hidrógeno. Se

simplifica cuando es necesario.

Ejemplo:

Balancear la siguiente ecuación por el método del tanteo.

Al (OH)3 + H2SO4 Al2 (SO4)3 + H2O

Solución

Balancear metales (en este caso Al)

2Al (OH)3 + H2SO4 Al2 (SO4)3 + H2O

Balancear no metales (en este caso S)

2Al (OH)3 + 3H2SO2 Al2 (SO4)3 + H2O

Balancear oxígeno e hidrogeno

2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al2 (SO4)3 + 6 H2O

Respuesta:

2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al2 (SO4)3 + 6 H2O

3.2 Método algebraico

Consiste en asignar coeficientes literales como incógnitas a las

moléculas de una ecuación química dada. En la práctica de este método se plantean y resuelven ecuaciones algebraicas cuyas incógnitas son

los coeficientes buscados.

Ejemplo:

Balancear por el método algebraico la siguiente ecuación:

HNO3 + H2S NO + S + H2O

Solución

Asignamos incógnitas a cada una de las moléculas

aHNO3 + bH2S c NO + d S + e H2O

Planteamos una ecuación para cada elemento con la incógnita.

Para el H: a + 2b = 2e (1)

Para el N: a = c (2)

Para el O: 3a = c + e (3)

Para el S: b = d (4)

Resolvemos las ecuaciones escogiendo la más sencilla con la incógnita que más se repita en las demás y permita desarrollarlas al asignarle

números enteros. Entonces:

Remplazando en la ecuación (2) a = c

a =1 c = 1

Remplazando en la ecuación (3)

3a = c + e

3.1 = 1 + e

3-1= e

2 = e

Remplazando en la ecuación (1)

a + 2b = 2e

1 + 2b = 2.2 2b = 4 – 1

b = 3/2

Remplazando en la ecuación (4)

b = d 3/2 = d

Multiplicamos por 2 todos los valores de las incógnitas para

obtener números enteros.

a = 1 x 2 = 2

b = 3/2 x 2 = 3 c = 1 x 2 = 2

d = 3/2 x 2 = 3

e = 2 x 2 = 4

Sustituimos las incógnitas por sus valores en la ecuación general.

Así:

2 HNO3 + 3H2S 2NO + 3S + 4H2O

Se verifica si la ecuación queda balanceada; se simplifica

Respuesta:

2 HNO3 + 3H2S 2NO + 3S + 4H2O

3.3 Método de oxidación reducción

3.3.1 Oxidación

Es la perdida de electrones, o un aumento en el número de oxidación

de un elemento hacia un valor más positivo.

Ejemplo:

Zn° - 2e- Zn+2

3.3.2 Reducción

Es la ganancia de electrones, o una disminución en el número de

oxidación de un elemento hacia un valor menos positivo.

S° + 2e- S+2

Estos dos procesos se pueden ilustrar en el siguiente diagrama

-7-6 -5 -4 -3-2 -1-0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

3.3.3 Agente oxidante

Es el elemento o compuesto que produce la oxidación es decir, aquel

capta electrones para reducirse. Los no metales se comportan como

oxidantes. Este carácter aumenta al crecer la afinidad electrónica. Los

halógenos y el oxígeno son agentes oxidantes muy fuertes.

3.3.4 Agente reductor

Es el elemento o compuesto que produce la reducción es decir, aquel

que pierda o cede electrones para oxidarse. Los elementos metálicos

son reductores.

3.3.5 Sustancia oxidada

Es la que sufre el fenómeno de oxidación

3.3.6 Sustancia reducida

Es la que sufre el fenómeno de reducción.

Las reacciones de oxidación reducción ocurren forma

simultánea. Toda reacción de oxidación está acompañada de

una de reducción. Estas reacciones se llaman comúnmente

REDOX (reducción oxidación). Ejemplo, determinar en la

siguiente reacción, sustancias oxidada y reducida; agente oxidante y reductor.

Zn° + S° Zn+2 S-2

Los números colocados encima de cada elemento

representan su estado de oxidación.

El zinc, para adquirir carga positiva + 2, debe perder dos

electrones, o sea el Zn es la sustancia oxidada.

El azufré para disminuir en su estado de oxidación de cero a

–2, debe ganar dos electrones, por lo tanto el S es la sustancia

reducidas.

El agente oxidante es el S que captura los dos electrones del

Zn oxidándolo.

El agente reductor es el Zn que cede sus electrones al azufre

reduciéndolo.

3.3.7 Balance de ecuaciones redox

La igualación de ecuaciones de oxidación reducción se puede realizar

mediante dos métodos.

3.3.7.1 Método del número de oxidación

En este mecanismo de igualación es conveniente seguir los siguientes

pasos:

Se escribe la ecuación completa

PbS + H2O2 PbSO4 + H2O

Se asigna los números de oxidación a cada átomo

Pb+2 S-2 + H+2 O-

2 Pb+2 S+6 O4-2 + H+

2O-2

Se analiza la variación en los números de oxidación y

solamente se tiene en cuenta los elementos cuyo número de oxidación cambia y se determina la sustancias oxidada,

reducida, el agente oxidaste y reductor.

PbS-2 + H2O2- Pb+2 S+6 O4

-2 + H+2O-2

Sustancia oxidada: PbS

Sustancia reducida: H2O2

Agente oxidante: H2O2 Agente oxidante: PbS

Se calcula el cambio de electrones por cada átomo. Estos

cambios se simbolizan con flechas. Si los electrones son

tomados, la flecha se dibuja en dirección a él si son cedidos la flecha se dibuja hacia a fuera.

Pb S-2 + H2O2-1 Pb S+6 O4 + H2O-2

El S-2 pasa a S+6 significa que cada 8 electrones. El O-1 pasa a O-2, significa que gano un electrón.

Se determina el número de electrones que cede o gana toda

la molécula, teniendo en cuenta el número de átomos.

Pb S-2 + H2O2

-1 Pb S+6 O4 + H2O-2

Como el número de electrones ganados debe ser igual al

número de electrones perdidos. Es recomendable cruzar los

productos y escribirlos entre paréntesis.

Pb S-2 + H2O2-1 Pb S+6 O4 +H2O-2

Los números escritos entre paréntesis, se asignan como

coeficientes a las moléculas respectivas.

2Pb S + 8H2O2 PbSO4 + H2O

Se termina de balancear la ecuación por el método de tanteo

2Pb S + 8H2O2 2PbSO4 + 8H2O

Se simplifica la ecuación cuando es necesario, es decir,

cuando resulta coeficientes simplificables.

Pb S + 4H2O2 PbSO4 + 4H2O

3.3.7.2 Cambio del número de oxidación en tres o más elementos

Es conveniente seguir las siguientes recomendaciones:

* Si en una molécula, hay dos átomos que pierden electrones: 3, 2,

se suman todos los electrones perdidos en la molécula: 5

* Si en una molécula un átomo gana y otro pierde electrones: 2, 7,

se resta y la flecha se dibuja en la dirección que tenga el número

mayor: 5.

*Cuando las ganancias y pérdida de electrones se presenta en

moléculas diferentes, se efectúan las operaciones respectivamente.

Así:

A + B + C

2 5 2 3 3 8

3 5 5 (8)

8 (5)

Los números entre paréntesis, se asignan a las moléculas respectivas.

Por lo tanto:

5A + 5B + 8C

Ejemplo:

Balancear por oxidación reducción la ecuación

Cr2S3 + Mn (NO3)2 + Na2CO3

NO + CO2 + Na2CrO4 + Na2MnO4 + Na2SO4

Solución

Los números de oxidación que cambia son

Cr2S3 + Mn (NO3)2 + Na2CO3

NO + CO2 + Na2CrO4 + Na2MnO4 + Na2SO4

Cambio de electrones por átomo y por molécula

Cr2S3 + Mn (NO3)2 + Na2CO3

Asignación de coeficientes y balance por tanteo

2Cr2S3 +30 Mn(NO3)2 + 40Na2CO3

60NO+40CO2+4Na2CrO4+30Na2MnO4 + 6Na2SO4

La ecuación es simplificable por lo que su expresión final correcta es:

Respuesta:

Cr2S3 +15Mn(NO3)2 +20 Na2CO3

30NO+20CO2+2Na2CrO4+15Na2MnO4 + 3Na2SO4

3.3.7.2 método del ion – electrón

Este método se aplica en reacciones iónicas de óxido reducción. En

este método se siguen las siguientes reglas de igualación:

Ejemplo:

Balancear por el método del ion – electrón en medio ácido la ecuación:

HNO3 + HBr NO2 + Br2 + H2O

Solución

Se determina los estados de oxidación para cada uno de los

átomos y se identifican al agente oxidante y reductor.

HNO3 + HBr NO2 + Br2 + H2O

Sustancia oxidación: HBr

Sustancia reducida: HNO3

Agente oxidante: HNO3

Agente reductor: HBr

Se separa lo iones que contengan el agente oxidante y

reductor en ecuaciones parciales para cada uno.

NO3 NO2

Br Br2

Se iguala cada ecuación parcial en cuanto al número de

átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras, se

añade al miembro deficiente en oxígeno tantas moles de agua

como oxígenos falten; al miembro deficiente en hidrógeno se suman tantos hidrogeniones H, como cuantos hidrógenos

falten. Si la solución es básica, se utiliza el OH.

NO3 + 2H NO2 + H2O

2Br Br2

La reacción de oxidación se multiplica por el número de

electrones de la reacción de reducción y viceversa, con el fin

de igualar la carga eléctrica de modo que los electrones perdidos sean iguales a los ganados.

2 (NO3 + 2H +1e- NO2 + H2O) =

2NO3 + 4H + 2e- 2NO2 + 2H2O

1(2 Br - 2e- Br2) =

2Br - 2e Br2

Se suman las dos semireacciones. En la ecuación resultante

reducir los términos semejantes de ambos miembros y se

simplifica si es posible.

2NO3 + 4H + 2 e- 2NO2 + H2O

2 Br - 2 e- Br2

2NO3 + 2Br + 4H 2NO2 + Br2 + 2H2O

Balancear en medio básico por el método del ion – electrón

P4 + ClO PO4 + Cl

Solución:

Se sigue igual procedimiento al medio ácido, por al final, se suman

tanto en los reactivos como en los productos, un número de OH igual

al de H presentes en la ecuación balanceada. Por lo tanto.

Semiecuaciones

P4 PO4 Para la sustancia oxidada

ClO Cl Para la sustancia reducida

Igualación en cuanto el número de átomo

P4 + 16 H2O 4PO4 + 32H

ClO + 2H Cl + H2O

Igualación de la carga eléctrica

2 (P4 + 16H2O – 5e- 4 PO4 + 32H) =

5 (ClO + 2H – 2e- Cl + H2O) =

2 P4 + 32H2 O – 10 e- 8PO4 + 64 H

5 ClO + 10 H – 10e- 5Cl + 5 H2O

Sumando y reduciendo términos semejantes

2P4 + 32H2O - 10 e- 8PO4 + 64 H

5CLO + 10H + 10 e- 5Cl + 5H2O

2P4 + 5ClO + 27H2O 8PO4 +5Cl + 54H

Sumamos a ambos miembros un número de OH igual al de H

presentes en la ecuación balanceada.

2P4 + 5 ClO + 27H2O + 54OH 8PO4 + 5Cl + 54H + 54OH

Por último, se asocian los H y los OH formando igual número de

moléculas de agua y se reducen con las H2O presentes en el balance inicial.

2P4 + 5ClO + 27H2O + 54OH 8PO4 + 5Cl + 54H2O

Respuesta:

2P4 + 5ClO + 54OH 8PO4 + 5Cl + 27H2O

TALLER DE APLICACIÓN PRÁCTICA

Conteste las siguientes preguntas de selección múltiple con única

respuesta y justifíquelas debidamente.

Conteste las preguntas 1 a 7 con base en la siguiente información: Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción

química. Las siguientes expresiones generales representan los tipos de

reacciones:

A +B AB (combinación o síntesis)

AB A + B (descomposición o análisis)

A + BC AC + B (desplazamiento)

AB + CD AC + BD (doble desplazamiento)

Si se tienen los siguientes átomos:

Átomo K Átomo L Átomo M Átomo N

Al combinar estos átomos se obtienen las siguientes reacciones

químicas:

A. + +

B. +

C. +

D. + +

De las ecuaciones anteriores, se puede afirmar que:

1. Ocurren por síntesis y análisis respectivamente las

ecuaciones:

A. A y D

B. D y C

C. B y C

D. A y B

2. Ocurren por desplazamiento y doble desplazamiento

respectivamente las ecuaciones:

A. D y C

B. A y B

C. B y C

D. A y D

3. La ecuación química:

Ca (OH)2 + H3PO4 Ca3 (PO4)2 + H2O Representa una reacción química de: A. Desplazamiento.

B. Neutralización.

C. Doble desplazamiento.

D. Síntesis.

4. La ecuación química:

MgO + H2O Mg (OH)2 Representa una reacción química de: A. Neutralización.

B. Síntesis.

C. Desplazamiento.

D. Análisis.

5. La ecuación química:

Cu (NO3)2 CuO + NO2 +O2 Representa una reacción química de: A. Doble desplazamiento.

B. Síntesis.

C. Desplazamiento.

D. Descomposición.

6. La ecuación química:

CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu Representa una reacción química de: A. Doble desplazamiento.

B. Análisis.

C. Desplazamiento.

D. Síntesis.

7. De los siguiente esquemas, el que representa una reacción

química que cumple con la ley de la conservación de la

masa:

A. - + +

B. - + - - - +

C. - + - - - - + -

D. - + - - - +

8. Se tienen las siguientes ecuaciones:

k. NaNO3 + K KNO3 + Na. L. Mg (OH)2 + H2SO4 2MgSO4 + H2O M. NH4Cl HCl + 2NH3

N. 2H2 + Cl2 2HCl Podemos asegurar, que la reacción química que está planteada de acuerdo con la ley de la conservación de la masa es: A. K

B. N

C. M

D. L

9. Para obtener arsenito ácido férrico, se hacen reaccionar

hidróxido férrico y ácido arsenioso según la ecuación:

Fe (OH)3 +H3AsO3 Fe2 (HAsO3)3 + H2O Los coeficientes que por el método del tanteo satisfacen la ley de la conservación de la masa son: A. 2, 3, 2, 6

B. 2, 1, 2, 4

C. 2, 3, 1, 6

D. 2, 1, 3, 6

10. Dada la ecuación química:

Bi (OH)5 + H2CO3 [Bi (OH)2]2(CO3)3 + H2O Los coeficientes que corresponden a la ecuación balanceada por el método del tanteo son: A. 1, 3, 1, 6

B. 2, 1, 2, 8

C. 3, 2, 3, 8

D. 2, 3, 1, 6

11. Dada la ecuación química:

HNO3 + H2S NO + S + H2O Los coeficientes que corresponden a la ecuación balanceada por el método algebraico son: A. 2, 1, 3, 3, 6

B. 2, 3, 2, 3, 4

C. 1, 2, 3, 2, 4

D. 4, 1, 1, 2, 4

12. Dada la ecuación química:

CS2 + H2S + Cu CuS + CH4 Los coeficientes que corresponden a la ecuación balanceada por el método algebraico son: A. 2, 1, 2, 2, 3

B. 1, 2, 4, 4, 1

C. 3, 2, 4, 4, 2

D. 1, 2, 1, 4, 3

Conteste las preguntas 13 a 16 con base en la siguiente información: Dada la reacción química:

KMnO4 + HCl MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O

Se puede afirmar que:

13. Se presenta oxidación en el:

A. Manganeso, porque pierde electrones.

B. Potasio, porque pierde electrones.

C. Cloro, porque gana electrones.

D. Cloro, porque aumenta su número de oxidación.

14. La sustancia reducida es:

A. KMnO4, porque pierde electrones.

B. HCl, porque de Cl- pasa a Cl20

C. KMnO4, porque de Mn+7 pasa a Mn+2

D. Cl2, porque gana electrones.

15. El agente oxidante es el:

A. HCl, porque se oxida.

B. KMnO4, porque gana electrones.

C. HCl, porque pierde electrones.

D. KMnO4, porque pierde electrones.

16. Los coeficientes que corresponden a la ecuación química

balanceada son:

A. 2, 16, 2, 5, 2, 8

B. 2, 14, 2, 5, 2, 8

C. 3, 16, 3, 5, 2, 8

D. 2, 12, 2, 5, 2, 8

Conteste las preguntas 17 y 18 teniendo en cuenta la siguiente información:

Dada la reacción química:

NH3 + O2 NO + H2O

17. El agente oxidante es el:

A. O2, porque pierde electrones.

B. NH3, porque pierde electrones.

C. O2, porque gana electrones.

D. NH3, porque gana electrones.

18. Los elementos que ganan electrones son:

A. Hidrógeno y oxígeno.

B. Nitrógeno e hidrógeno.

C. Hidrógeno.

D. Nitrógeno y oxígeno.