1. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

Los cambios químicos que observamos en la materia se relacionan con reacciones químicas. En este capítulo veremos los diferentes tipos de reacciones químicas que se pueden presentar en la naturaleza, así como la manera de representarlas por medio de ecuaciones químicas. 2. REPRESENTACIÓN DE LOS FENÓMENOS QUÍMICOS Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias llamadas productos Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, en las cuales se emplean diversidad de símbolos para indicar los procesos y sustancias involucrados. Toda ecuación química consta de dos miembros separados por una flecha, que indica el sentido de la reacción. Las fórmulas correspondientes a los reactivos se escriben a la izquierda de la flecha, mientras que las fórmulas de los productos se escriben a la derecha. La flecha se interpreta como “se convierte(n) en…”

El número que va antes de la fórmula química se llama coeficiente estequiométrico, y nos indica el número de moles de ese elemento o compuesto que intervienen en la reacción. En la reacción anterior, 1 mol de zinc, sólido, reacciona con 2 moles de ácido clorhídrico, en solución acuosa, para producir 1 mol de cloruro de zinc, en solución, y 1 mol de hidrógeno, gaseoso. Frecuentemente es necesario especificar que ha ocurrido un cambio de estado, para lo cual se emplean flechas. Así, una flecha hacia arriba (↑) junto al elemento o al compuesto, indica desprendimiento de gas, una flecha hacia abajo (↓) simboliza formación de un precipitado. Por ejemplo

2.1 CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas se pueden clasificar desde varios puntos de vista. 1. Teniendo en cuenta los procesos químicos ocurridos, se clasifican en reacciones de síntesis, de descomposición,

de sustitución o de desplazamiento, doble descomposición, óxido-reducción y neutralización. 2. Teniendo en cuenta el sentido en el que se lleva a cabo una reacción, se clasifican en reacciones reversibles o

irreversibles. 3. Teniendo en cuenta los cambios energéticos producidos, se clasifican en exotérmicas o endotérmicas.

2.2. REACCIONES DE COMPOSICIÓN O DE SÍNTESIS Son las reacciones en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva, como se observa en los siguientes ejemplos. 2.3 REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN O DE DISOCIACIÓN TÉRMICA En estas reacciones los reactivos o reactantes se dividen en sustancias más sencillas, con lo cual el número de moléculas presentes en los productos es mayor que el número de moléculas en los reactivos. Así ocurre en la descomposición térmica del clorato de potasio, según la siguiente reacción:

2.4 REACCIONES DE SUSTITUCIÓN O DE DESPLAZAMIENTO

COLEGIO MILITAR GENERAL GUSTAVO MATAMOROS D´CO

"Formamos Hombres Nuevos Para Una Colombia Mejor"

FECHA: TALLER #3

AREA : CIENCIAS NATURALES Y MEDIO AMBIENTE HORAS DE CLASE GRADO :º

ASIGNATURA: PERIODO 4

ESTUDIANTE: DOCENTE: DALFY YARIMA LÒPEZ ROJAS

Son aquellas en las cuales una sustancia simple reacciona con una más completa, desplazando o sustituyendo a uno de sus componentes. En la siguiente reacción. REACCIONES DE DOBLE DESCOMPOSICIÓN Se presentan cuando las sustancias reaccionantes se disocian en solución acuosa, dando lugar a pares de iones, los cuales a su vez, reaccionan entre sí para formar sustancias nuevas, más estables. Veamos la siguiente reacción:

REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (REDOX)

Las reacciones de oxidación–reducción se pueden considerar como la suma de dos procesos independientes de oxidación y reducción. La oxidación es el proceso por el cual una especie química pierde electrones, como resultado su número de oxidación se hace más positivo. Por el contrario, la reducción es el proceso mediante el cual una especie química gana electrones, con lo cual el número de oxidación de los átomos o grupos de átomos involucrados se hace

más negativo. La oxidación y la reducción son procesos simultáneos, que denominamos conjuntamente procesos redox.

Para ilustrar estos conceptos veamos el siguiente ejemplo. Cuando se introduce una lámina de zinc en una disolución concentrada de sulfato de cobre (II), se observa que, pasados unos minutos, la lámina se recubre de una capa delgada de cobre La ecuación química que describe lo ocurrido es:

Esta ecuación nos indica que durante la reacción, el átomo de zinc, eléctricamente neutro, se ha transformado en un ion Zn21, para lo cual ha tenido que ceder dos electrones. En otras palabras, ha experimentado un proceso de oxidación. Por el contrario, el ion Cu21 se ha transformado en un átomo de cobre eléctricamente neutro, para lo cual ha tenido que ganar dos electrones, es decir, ha experimentado un proceso de reducción.

La reacción de una lámina de zinc en una disolución de sulfato de cobre es un ejemplo de reacción de óxido-reducción

BALANCEO DE ECUACIONES El químico francés Lavoisier, empleando sistemáticamente la balanza comprobó que la cantidad de materia que interviene en una reacción química permanece constante, antes, durante y después de producida la transformación. Esto quiere decir que en un sistema en reacción, la suma de las masas de las sustancias que intervienen como reactantes es igual a la suma de las masas de las sustancias que aparecen como productos. Este enunciado se conoce como la ley de la conservación de la masa. Cómo se balancea una ecuación Para balancear o equilibrar una ecuación es necesario colocar coeficientes numéricos que antecedan a las fórmulas correspondientes a los reactivos y productos involucrados, de tal manera que al hacer el conteo de los átomos, este número sea igual a ambos lados de la ecuación .Por ejemplo, se tiene la reacción,

MÉTODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES Existen varios métodos para llegar a este resultado. 2.4.1 Método de inspección simple o de tanteo Para ilustrar paso a paso el procedimiento a seguir, analizaremos la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de calcio, con producción de óxido de calcio y agua. Paso 1. Plantear la ecuación para los reactivos y productos: Paso 4. Comprobar que la ecuación química haya quedado balanceada. Para ello se comprueba si el número de átomos

de cada clase es igual en los reactivos y en los productos, de forma similar a como se procedió en el paso 2.

Reactivos: 4 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O. Productos: 4 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O.

Paso 5. Escribir la ecuación química balanceada

BALANCEO DE ECUACIONES POR ÓXIDO-REDUCCIÓN

Como ya vimos, en las reacciones de óxido-reducción, hay pérdida o ganancia de electrones. En consecuencia, los conceptos de oxidación y de reducción pueden expresarse en función del cambio del número de oxidación. Se considera que un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación, o sea, hay una pérdida de electrones, mientras que en la reducción hay una disminución en el estado de oxidación, luego hay ganancia de electrones

Por último, se observa si es posible simplificar los coeficientes para las diferentes especies presentes.

BALANCEO DE ECUACIONES POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN

Este método es utilizado particularmente para hallar los coeficientes en una ecuación redox . Para balancear una reacción por este método se procede así:

Paso 1. Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que hayan experimentado cambios en su estado de oxidación.

Paso 2. Escribir semirreacciones para el agente oxidante y el agente reductor. Paso 3. Igualar cada semirreacciones en cuanto al número de átomos de cada elemento. Si se trata de soluciones

ácidas o neutras, se añade H2O y H1 para balancear el oxígeno y el hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno que se encuentra en exceso, en un lado de la ecuación, se agrega una molécula de H2O en el otro lado. De la misma forma,

se añaden iones H1 para igualar los átomos de hidrógeno. Si la solución es básica, por cada oxígeno en exceso en un lado de la ecuación se añade una molécula de H2O en el mismo lado y 2OH2 en el otro lado.

Paso 4. Igualar cada semirreacciones en cuanto al número de cargas añadiendo electrones en el primer o segundo miembro de la ecuación.

Paso 5. Igualar la pérdida y ganancia de electrones en ambos lados, multiplicando cada semirreacciones por los mínimos coeficientes.

Paso 6. Sumar las dos semirreacciones y simplificar todos los términos comunes en ambos lados de la ecuación resultante.

Paso 7. Simplificar los coeficientes, en caso de ser posible.

ACTIVIDAD COMPLEMENTARIA

A. Escribe V, si el enunciado es verdadero y F, si es falso: 1. La electrólisis es una reacción de descomposición. 2. En toda ecuación química siempre hay ganancia y pérdida de electrones. 3. El agente reductor es la sustancia que produce la reducción. 4. Las reacciones de neutralización producen sales y agua. 5. Una reacción de sustitución es el proceso inverso de una reacción de síntesis. 6. Las reacciones donde el oxígeno es un reactante se denominan oxidaciones. 7. Las reacciones exotérmicas liberan energía B. La ley de conservación de la masa establece que la suma de las masas que intervienen como reactantes es igual a la

suma de las masas de las sustancias que aparecen como productos. Comprueba esta ley en balanceando las siguientes ecuaciones químicas:

1. 2HCl + Ba(OH)2------ BaCl2 + 2H2O 2. H2 + F2 ----------2HF 3. 2Na + S----- Na2S 4. CaO + H2O--- Ca(OH)2 5. 2Fe + O2 ----------2FeO C. Escribe un ejemplo para las siguientes clases de reacciones químicas: 1. Síntesis 2. Descomposición 3. Doble descomposición 4. Oxidación-reducción 5. Exotérmicas 6. Endotérmicas

LAS REACCIONES QUÍMICAS Y LA ENERGÍA

En general los procesos físicos y químicos van acompañados de cambios de energía que pueden manifestarse de diferentes maneras Para descomponer el agua en sus elementos, hidrógeno y oxígeno, es necesario suministrar energía, ya sea eléctrica o de otro tipo. Al realizar el proceso opuesto, es decir, la reacción de combustión de hidrógeno gaseoso en presencia de oxígeno para formar agua líquida, ocurre desprendimiento de enormes cantidades de energía en forma de luz y calor

CALOR DE REACCIÓN

Siempre que se produce una reacción química se produce un intercambio de energía entre los reactivos, los productos y el medio ambiente. Esta energía se presenta generalmente en forma de calor (energía calórica o calorífica), aunque también puede ser luminosa, eléctrica, mecánica, etc. El calor liberado o absorbido durante una reacción química se denomina calor de reacción y se refiere siempre a una cierta cantidad de reactivo o de producto. En los laboratorios de química es posible medir el calor de reacción, controlando ciertos parámetros como volumen y presión, por lo que el valor medido para el calor de reacción suele referenciarse a una cierta presión, que se mantiene constante.

2.5.2 Unidades para expresar la energía en una reacción

Como ya se mencionó, la energía que entra en juego en una reacción química se halla, por lo general, en forma de energía calorífica y en menor medida como energía lumínica o de otro tipo. El calor es una forma de energía asociada con el movimiento de las moléculas. Es el resultado tangible de la energía cinética total de los átomos, moléculas o iones que se encuentran en movimiento dentro de un sistema. En el Sistema Internacional (SI), el calor de reacción se mide en julios, J. No obstante, tradicionalmente se usa la kilocaloría (kcal), definida como la cantidad de calor necesaria para elevar en 1 °C la temperatura de 1 kg de agua. Para expresar cantidades de calor menores se usa la caloría, entendida como la cantidad de calor requerida para elevar en 1 °C la temperatura de 1 g de agua.

Otra unidad de calor, menos común es el BTU o unidad técnica británica, que representa la cantidad de calor necesaria para elevar en 1 °F la temperatura de 1 libra de agua. Equivalencias:

1 kcal = 4.184 kJ 1 cal = 4,184 J 1 kcal= 1.000 cal 1 BTU= 252 cal

INTERCAMBIOS DE CALOR EN LAS REACCIONES Durante una reacción química puede producirse o liberarse energía. En este caso se habla de reacciones exotérmicas. Cuando, por el contrario, el sistema químico absorbe energía del medio para que una reacción pueda llevarse a término, se habla de reacciones endotérmicas. REACCIONES EXOTÉRMICAS

Estas reacciones reciben este nombre debido a que esta energía casi siempre se presenta como calor. La combustión, la fermentación, así como un gran número de reacciones de formación de compuestos a partir de sus elementos son ejemplos de reacciones exotérmicas. Frecuentemente, las reacciones exotérmicas necesitan un pequeño aporte inicial de energía para producirse, aporte que puede ser suministrado por una pequeña llama o una chispa eléctrica. Una vez iniciada la reacción, la cantidad de energía que se desprende es muy superior a la que se suministró al comienzo de la reacción. Un ejemplo de reacción exotérmica es la combustión. Las reacciones de combustión son muy utilizadas en la vida diaria para obtener energía. En nuestras casas hacemos uso de éstas cuando empleamos estufas de gas butano o propano. Los automóviles también obtienen energía de la combustión, en este caso de la gasolina. Las reacciones de combustión son más importantes por la energía que se libera cuando se producen, que por las nuevas sustancias que se forman. La cantidad de energía que se libera en una reacción de combustión depende del tipo de sustancia que se quema. Hay sustancias que, cuando se queman, desprenden más energía que otras.

REACCIONES ENDOTÉRMICAS Se denominan así porque en ellas es necesario suministrar energía al sistema de reacción para hacer que ocurran las transformaciones químicas. Esta energía se suministra en la mayoría de los casos, en forma de calor. Reacciones como este Otro ejemplo lo encontramos en la fotosíntesis, proceso en el que se da una serie de reacciones de síntesis (formación de glucosa a partir de dióxido de carbono y agua) con absorción de energía en forma de luz solar CONTENIDO CALORÍFICO O ENTALPÍA

La ganancia o la pérdida de calor ocurrida durante una reacción química se pueden atribuir a un cambio en el contenido calorífico de las sustancias involucradas en el proceso. El contenido calórico total de una sustancia se llama entalpía, y se simboliza con la letra H. La entalpía no se puede medir directamente. Sin embargo, es posible medir el calor producido o consumido en una reacción química, que equivale a la diferencia entre la entalpía de los productos y la entalpía de los reaccionantes. Este cambio en la entalpía se simboliza con H (D significa cambio en), y se define como:

H reacción =H productos 2 H reactantes 5 calor de reacción En una reacción donde se absorbe calor, el contenido de calor o entalpía de los productos es mayor que el de las sustancias reaccionantes; en consecuencia, H es positivo. Cuando DH tiene signo negativo significa que la entalpía de los productos es menor que la de los reaccionantes y por lo tanto, se libera calor. Resumiendo, cuando H . 0, se absorbe calor y se tiene una reacción endotérmica, mientras que cuando H , 0, se libera calor y se produce una reacción exotérmica. Asociado al concepto de entalpía, está el calor de formación de una sustancia, que es la variación de entalpía ( H) que acompaña a la formación de 1 mol de sustancia a partir de sus elementos, medida a 25 °C y 1 atmósfera de presión.

ACTIVIDAD COMPLEMETARIA 1. fenómenos se aprovechan para producir energía, otros

se utilizan para fabricar productos de consumo diario. ¿Por qué se afirma que estos procesos son cambios químicos?

2. Responde: ¿El agua pura y el agua oxigenada son la misma sustancia? Justifica tu respuesta

3. Para realizar una combustión se necesita de un combustible, un comburente y una fuente de calor. ¿Qué función cumple cada una de estas sustancias?

4. Diseña un experimento mediante el cual puedas mostrar la formación de nuevas sustancias a partir de sustancias de uso cotidiano, como la leche y las frutas.

5. En la cabeza de un fósforo ocurre una reacción de combustión, en la que el clorato de potasio se descompone para producir cloruro de potasio y oxígeno.

A. ¿Qué tipo de reacción ocurre en este proceso? Justifica tu respuesta.

B. ¿Qué otras reacciones de descomposición se llevan a cabo en la vida diaria?

C. ¿Qué clase de sustancia es el clorato de potasio KClO3? Justifica tu respuesta.

D. ¿Qué reacción plantearías para la obtención del clorato de potasio? Justifica tu respuesta

6. . En qué se diferencia una reacción exotérmica y una endotérmica

7. Realiza 5 ejemplos de cada uno de estos tipos de reacción

8. En el Sistema Internacional (SI), el calor de reacción con que unidad se mide

9. Que unidades se usan para expresar el calor 10. A que se denomina calor especifico 11. A que se le denomina entalpia y como se puede

determinar

Las entalpías estándar de formación del CH4 (g), CO2 (g) y H2O (l) son, respectivamente,

-74,9 KJ/mol;

-393,5 KJ/mol

-285,8 KJ/mol. =Calcular la variación de entalpía estándar de la reacción de combustión del gas metano. CH4 (-748, 0 kJ/moL) Reacción de combustión del gas metano

CH4+ 2 O 2------------ CO2+ 2H2O LAS SUB REACCIONES C+O2------ CO2 ( g) H= -393.5 kj/mol el agua : H2+

1/2 O2--------H20 (l) H= -285.8kj/ mol

el metano = C+2H2 ------CH4 (g) H = -748, 0 kJ/moL

CH4+ 2 O 2------------ CO2+ 2H2O APLICANDO LA LEY DE HESS C+O2------ CO2 (g) H= -393.5 kj/mol 2H2+ O2-----2H2O(l) ) H= 2 (-285.8)kj/ mol CH4 (g) ---- C+ 2H2

CH4+ 2 O2-----CO2+2H2O H= 217.1 kj/mol

REALIZA EL EJERCICIO PROPUESTO Dada la reacción del carburo cálcico con agua: CaC2 (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g). a) Calcula su variación de entalpía estándar. DATOS: ΔHºf (CaC2) = – 59,0 kJ/mol; ΔHºf [H2O (l)] = – 285,8 kJ/mol ΔHºf [Ca(OH)2]= – 986,0 kJ/mol; ΔHºf (C2H2) = 227,0 kJ/mol.