INSTITUCIÓN EDUCATIVA INEM “JORGE ISAACS” CALI CAMPO DE LAS CIENCIAS NATURALES LA SALUD Y EL DEPORTE ASIGNATURA: QUÍMICA GRADO: ONCE PROFESORA: ARACELY GONZÁLEZ

TALLER REACCIÓNES Y ECUACIÓNES QUÍMICAS

¿CÓMO SE REPRESENTAN LOS CAMBIOS QUÍMICOS, QUÉ SIGNIFICAN LAS ECUACIONES QUÍMICAS Y QUÉ FACTORES INTERVINEN EN LAS TRANSFORMACIONES QUÍMICAS?

CONTENIDO TEMÁTICO

1. Reacción Química y Ecuación química 2. ¿ Cómo se produce una reacción Química? 3. Clasificación de Reacciones Químicas 4. Balance de Ecuaciones Químicas 4.1 Por Tanteo en ecuaciones sin transferencia de electrones 4.2 Por óxidación-reducción, en ecuaciones con trasferencia de electrones 5. Cinética Química 5.1 Factores que influyen en la velocidad de una reacción Química 5.2 Equilibrio químico

1. CONCEPTOS GENERALES 1.1 REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química es la acción mutua o recíproca entre dos o más sustancias que conduce a la formación de especies químicas distintas a las originales. Durante los procesos químicos o reacciones químicas se producen cambios o modificaciones esenciales en la naturaleza íntima de las sustancias que participan en ellos, obteniéndose nuevas sustancias con características propias. Cuando ocurre un cambio químico, los enlaces entre los átomos que forman las moléculas se rompen y se crean nuevos enlaces, de manera que los átomos se reordenan formando nuevas moléculas Estas modificaciones profundas y permanentes, involucran además cambios en la energía del sistema. La energía es una propiedad asociada a la materia y que se manifiesta en todas las transformaciones que ésta sufra, es decir, las reacciones químicas siempre van acompañadas de un cambio energético. Generalmente la energía interviene en las reacciones químicas en forma de calor. Evidencias experimentales que confirman la realización de una reacción química o cambio Químico, puede ocurrir uno o varios de los siguientes eventos:

Liberación de un gas Cambio permanente de color Desprendimiento de calor Emisión de luz Formación o desaparición de un precipitado Efervescencia.

1.2 ECUACIÓN QUÍMICA Todos los fenómenos químicos involucran una reacción química, cuya expresión abreviada es la ecuación química, y de la misma forma que las ecuaciones matemáticas aceptan un tratamiento como tales, es decir, se pueden sumar, restar, multiplicar o dividir los dos lados por un mismo número y la ecuación permanece. Se llama ecuación química porque la cantidad de átomos en los reactantes es igual a la cantidad de átomos en los productos. Las ecuaciones químicas son formas de describir las reacciones químicas abreviadamente. La ecuación química es una representación cualitativa y cuantitativa de un cambio Químico, la ecuación química debe contener:

Las fórmulas químicas de reactivos o reactantes y productos separados por una flecha.

Condiciones especiales para que se realice el cambio químico

Cantidad de cada reactante y producto , representado por los coeficientes estequiométricos y los subíndices de las fórmulas

}

2

Reactantes y Productos

Los reactivos o reactantes son las sustancias iniciales que se transforman en el transcurso de la reacción y los productos son las sustancias resultantes o nuevas, que se producen en la reacción. Una ecuación química suministra información acerca de cuáles son los reactantes, cuáles y cuántos son los símbolos o fórmulas, cuál es el estado físico de cada una de las sustancias (s), (g), (ac); la formación de un gas ( ), o de un precipitado ( ); además, la misma información la suministra para los productos. Ejemplo:

2 KClO3 MnO

2 2KCl + 3O2 Coeficiente Subíndice

Reactante o reactivo Productos Coeficientes y número de átomos En los siguientes ejemplos, Observa:

Los Subíndices de las fórmulas indican el número de átomos de cada clase que forman cada molécula

Los Coeficientes indican el número de moléculas de cada clase que participan en la reacción (desde la interpretación molecular hasta la interpretación molar)

+ →

3 moléculas de H2 + 1 molécula de N2 → 2 moléculas de NH3 3 moles de H2 + 1 mol de N2 → 2 moles de NH3

Observa que antes y después de la reacción el número de átomos es el mismo ACTIVIDAD No. 1 En la siguiente ecuación: 4FeS2 + 11 O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

1. Indique las fórmulas de reactivos y productos 2. indique los coeficientes tanto de reactivos como de productos 3. Cuantos átomos existen al lado de los reactivos y al lado de los productos ( desde el punto de vista molecular y molar) de: 3.1 Oxígeno 3.2 Hierro 3.3 Azufre

2 moléculas de H2 1moléculas de O2 2 moléculas de H 2O

Catalizador

Interpretación molecular

Interpretación molar

}

3

Tabla 1. Símbolos usados en las ecuaciones químicas SÍMBOLOS USADOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS

SÍMBOLO SIGNIFICADO

+ Se lee: “más” e indica que las sustancias se combinan cuando actúan como reactantes, o “y” cuando está en los productos.

(g), (s), (l) (ac) Estado físico de las sustancias: gas, sólido, líquido, acuoso (disuelto en agua).

↓ Producto sólido insoluble, forma precipitado

↑ Producto gaseoso, se desprende y va a la atmósfera

→ Se lee “produce”

↔ Indica reacción reversible; cuando los productos también pueden transformarse en reactantes, el producto final es una mezcla de reactantes y productos

∆ Indica que los reactantes se someten a calentamiento

atm

Indica la presión (en atmósferas) a la cual se lleva a cabo la reacción.

°C

Indica la temperatura (en gados Celsius) a la cual se lleva a cabo la reacción

Pd

Indica la presencia de un catalizador (paladio, Pd en el ejemplo), sustancia que se adiciona para modificar la velocidad de una reacción.

2. ¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

• La teoría de las colisiones Es una teoría basada en la teoría cinético-molecular. Para que una reacción química ocurra, los átomos o las moléculas (en fase gaseosa o en solución) de los reactantes deben acercarse lo suficiente para que sus electrones de valencia interactúen. Las colisiones entre partículas facilitan las interacciones, pero no siempre una colisión conduce a una reacción. Una reacción química se produce como resultado del choque de dos o más moléculas de reactivo. Pero no todo los choques dan lugar a la reacción, solo los choques eficaces y son aquellos en que: - Las moléculas alcanzan una energía cinética suficiente para romper los enlaces de reactivos (energía de activación). - Las moléculas chocan con la orientación adecuada. Tras los choques, los átomos libres se reorganizan formando las nuevas moléculas: los productos. Ejemplo: Formación del ácido yodhídrico.

Ver en el siguiente enlace: https://youtu.be/-RQIfEefAzg “Teoría de las colisiones” La teoría del estado de transición: La rotura y formación de enlaces hacen que se produzca un intercambio de energía en forma de calor, supone que tras los choques eficaces se forma un compuesto intermedio llamado COMPLEJO ACTIVADO o de transición: moléculas que han roto parte de sus enlaces iniciales y están formando otros nuevos. La energía de activación es la energía necesaria para formar el complejo activado. Debido a su elevada energía, este complejo es muy inestable y se descompone inmediatamente originando los productos o regenerando los reactivos.

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4

3. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 3.1 Reacciones Químicas según la energía asociada

Primer principio de la termodinámica: Conservación de la energía. De esta parte de la Química se encarga la TERMODINÁMICA

La energía presente en un sistema no puede crearse ni destruirse, pero se puede transformar e intercambiar entre el sistema y su exterior. En un sistema material se posee una energía determinada, conocida como energía interna H. Si el sistema absorbe o cede calor (Q) o cualquier trabajo (W), con lo cual ha de variar la energía interna del sistema (∆H), ésta variación se determina así:

∆H = Q + W

La disminución de la energía interna del sistema es igual a la suma del calor que se desprende y el trabajo que se ha producido

Las moléculas almacenan energía en los enlaces que se forman entre los átomos que la componen. Esta energía almacenada en los enlaces de las moléculas se conoce como energía química. Para las reacciones químicas que tienen lugar a presión constante se define una función de estado llamada ENTALPÍA. La variación de entalpía de una reacción química es igual al calor de reacción. Al ser una función de estado nos permite asegurar que el calor absorbido o cedido en una reacción no depende del proceso de la reacción, sino únicamente del estado inicial y final del sistema. ENTALPÍA Los cambios físicos y químicos se acompañan de desprendimiento o consumo de energía, generalmente en forma de calor. Ésta ganancia o pérdida de calor se atribuye a un cambio en el “contenido calorífico” de las sustancias participantes en el proceso. El contenido calorífico se denomina entalpía y se representa por H. La entalpía no puede medirse directamente, pero si el calor que se libera o se absorbe, estableciendo la diferencia entre la entalpía de los productos y la entalpía de los reaccionantes. El símbolo de éste cambio es ∆H (∆ significa “cambio en”) que es la entalpía de productos menos entalpía reaccionantes.

∆H reacción = H productos – H reaccionantes = calor de reacción

∆H > O (absorbe calor Cambio endotérmico)

∆H < O (libera calor Cambio exotérmico)

ENTALPÍA DE REACCIÓN: En un proceso químico donde se forman y se disocian sustancias, la entalpía es igual a la diferencia entre la suma de las entalpías de formación de los productos menos la suma de las entalpías de formación de los reaccionantes que han desaparecido ENTALPÍA DE FORMACIÓN: El calor de formación de una sustancia ∆Hf o entalpía de formación, es la cantidad de calor, que se adsorbe o se libera para formar una mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen

TABLA 2: Entalpía estándares de formación de algunas sustancias

SUSTANCIA ∆Hf0 (Kcal/mol) SUSTANCIA ∆Hf0 (Kcal/mol)

H2O (l) - 68.32 NH3 (g) - 11.04

H2O (g) - 57.80 HNO2 (l) - 41.40

HCl (g) - 22.00 H2SO4 (l) - 193.91

CO2 (g) - 94.05 NO (g) - 21.60

CH4 (g) - 17.89 NO2 (g) 8.09

CO (g) - 26.42 CH3OH (l) - 51.04

C2H6 (g) - 20.24 C2H5OH (l) - 66.36

Las entalpías estándares de formación de los elementos puros, libres y tal como se encuentran en su estado natural es cero. Por ejemplo: H2(g), O2(g), N2(g), Cl2(g), Na(s) tienen ∆Hf0 = 0

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ENTALPÍA ESTÁNDAR DE UNA REACCIÓN

Sea la reacción: aA + bB cC + dD Donde a, b, c y d son coeficientes que balancean la reacción La entalpía se calcula restando de las entalpías estándares de formación de los productos, las entalpías estándares de formación de los reactivos, como se ilustra a continuación

∆Hr = [c(∆Hf0 C) + d (∆Hf0 D)] - [a(∆Hf0 A) + b (∆Hf0 B)] Nótese que A y B son el equivalente a la fórmula de los reactivos, C y D a los productos, mientras a,b,c,d son coeficientes que equilibran o balancean la ecuación química

∆Hr = ∆H productos - ∆H reactivos Según lo anterior las reacciones químicas según el cambio energético se clasifican en: 3.1.1 Reacciones exotérmicas o exergónicas: Cuando en una reacción química la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es mayor que la de los productos, al producirse la reacción se desprenderá energía. En el proceso global de la reacción se desprende o libera energía, la reacción se llama EXOTÉRMICA. El signo de la variación de entalpía nos permite determinar el carácter exotérmico o endotérmico de una reacción, la variación (ΔH) de Entalpia es negativa ΔH<0, si el sistema pierde energía (cede calor al entorno) la reacción es exotérmica. Ejemplo: Reacción de formación del agua o la combustión del metano. En la representación de una reacción exotérmica la energía aparecerá al lado de los productos de la reacción: Ejemplo Combustión del Metano: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + Energía Reacción exotérmica o exergónicas

3.1.2 Reacciones endotérmicas o endergónica: Cuando en una reacción química la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es menor que la de los productos, es decir, al producirse la reacción se absorberá energía, la transformación necesita un aporte de energía o absorbe energía (por ej., en forma de calor), la reacción se denomina ENDOTÉRMICA. , la variación (ΔH) de Entalpia es positiva ΔH>0, el sistema gana o absorbe energía en forma de calor, la transformación es endotérmica. Ejemplos: descomposición del KClO3 , o la descomposición del agua. Existen valores tabulados en condiciones estándar de presión y temperatura (1 atm y 25º C o 298,16 K). ∆H = Qp

En la representación de una reacción endotérmica la energía aparecerá al lado de los reactivos o bajo la flecha de reacción. 2 H2O + Energía → 2 H2 + O2 Reacción endotérmicas o endergónica

Complejo de transición de alta energía

Complejo de transición de alta energía

}

6

En resumen

ACTIVIDAD No. 2

1. Para hacer la siguiente actividad use la tabla 1 Símbolos usados en las ecuaciones químicas, resuelva los items indicados en la tabla inferior, con relación a las siguientes 5 ecuaciones Químicas:

1. CH2 = CH2 + H2 Ni CH3 – CH3

2. N2 + 3 H2 → 2 NH3

3. X ( ac) + 2 W(ac) Z + T (ac)

4. 2X2YZ(L) 2X2Y(S) + Z2 (G)

5. C6 H12 O6 + 6 O2 6CO2 + 6 H2 O + energía Complete el cuadro siguiente:

ECUACIÓN Fórmulas de reactivos Fórmulas de productos Coeficientes reactivos ( separe por dos puntos)

Coeficientes productos ( separe por dos puntos)

1

2

3

4

5

2. En la ecuación No. 1 que significado tiene el elemento Ni sobre a flecha de reacción 3. Cuál es el significado en la ecuación No. 3 de la flecha hacia abajo en el elemento Z 4. Cuales ecuaciones pueden ser clasificadas como endotérmicas y cuales como exotérmicas, según la información proporcionada. 5. Las ecuaciones que tienen especificados los estados físicos de reactivos y productos 6. Consulte en qué consiste la ley de conservación de la masa y explicítela con un ejemplo 7. Los sistemas materiales se clasifican según el intercambio de materia y energía que tengan con el medio, Entiéndase por

sistema, la parte específica del universo de interés para nosotros

Cite ejemplo de cada uno de éstos sistemas.

8. Qué es entalpía?, cómo se define la entalpía de reacción 9. Qué es entalpía estándar de formación? 10. La entalpía de formación del NO (g) es –21.6 Kcal/mol y la del NO2 (g) es 8.09 Kcal/mol. ¿Cuál proceso es endotérmico y cuál

exotérmico?

ΔH < 0 → exotérmica ΔH > 0 → endotérmica

}

7

11. Utilice la tabla 2 las entalpias de formación y resuelva

11.1 Determine la entalpía estándar de la siguiente reacción 2CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g)

11.2 Según el ΔH Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica

12. Determine el calor de combustión estándar del CH4 según la reacción:

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

3.2 Reacciones Químicas según su naturaleza

Tabla 3 tipos de reacciones según la naturaleza

Nombre Descripción Representación Ejemplo

Reacción de síntesis

Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.

A+B → AB

Donde A y B representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es la síntesis del cloruro de sodio:

2Na (s) + Cl2 (g) → 2NaCl (s)

Reacción de

descomposición

Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos.

AB → A+B Donde A y B representan cualquier sustancia química.

Un ejemplo de este tipo de reacción es la descomposición del agua:

2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g)

Reacción de

desplazamiento o

simple sustitución

Un elemento reemplaza a otro en

un compuesto.

A + BC → AC + B

Donde A, B y C representan cualquier sustancia química.

Un ejemplo de este tipo de reacción se evidencia cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el sulfato de cobre (CuSO4):

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Reacción de doble

desplazamiento o doble

sustitución

Los iones en un compuesto

cambian lugares con los iones de

otro compuesto para formar dos

sustancias diferentes.

AB + CD → AD + BC

Donde A, B, C y D representan cualquier sustancia química.

Veamos un ejemplo de este tipo:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

ACTIVIDAD No. 3

1. Basados en el cuadro anterior sobre la clasificación de las reacciones químicas por su naturaleza , clasifique las siguientes reacciones químicas 1.1 PbO2 → PbO + O2 ( )

1.2 CaO + SiO2 → CaSiO3 ( )

1 .3 CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2 ( )

1.4 KOH + H2SO4 → K2SO4 + H2O ( )

1.5 K + O2 → K2O ( )

}

8

1.6 2 H2O → 2 H2 + O2 ( )

1.7 H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2 ( )

1.8 NaCl (ACU) + AgNO3 (ACU) → NaNO3 (ACU) + AgC l (S) ( )

1.9 CaCO3 (S) ∆ CaO (S) + CO2 (G) ( )

1.10 Cu + 2AgNO3 → Cu (NO3)2 + 2 Ag ( )

1.11 Ca + 2 H2 O → Ca(OH)2 + H2 ( ) 3.3 Reacciones Químicas con transferencia de electrones ó reacciones de oxidación – reducción. Estas son reacciones en las que el estado de oxidación de por los menos dos de los elementos cambian, en reactivos y en productos (aumenta o disminuye), porque se produce una transferencia de electrones de una especie a otra, es decir, una de las sustancias libera electrones que son tomados por otra. Estas reacciones son conocidas con el nombre de reacciones de óxido-reducción o simplemente REDOX. Ejemplo 1: +1 –2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2

NaOH + HCl NaCl + H2O

Esta reacción no es de óxido-reducción porque ninguno de los elementos ha sufrido cambio en el estado de oxidación al pasar de reactivo a producto. Ejemplo 2:

+1 +5 -2 +1 -2 +2 -2 0 +1 -2 HNO3 + H2S NO + S + H2O

Esta sí es una reacción de óxido-reducción porque el estado de oxidación del nitrógeno cambia de +5 a +2 y el estado de oxidación del azufre cambia de -2 a 0 (cero). 3.3.1 OXIDACIÓN Se llama oxidación a todo proceso en el que una especie química libera o pierde electrones, produciéndose un aumento en el número de oxidación. S-2 _ e- S0 Oxidación (pierde electrones) 3.3.2 REDUCCIÓN Reducción es el proceso inverso a la oxidación, en el que una especie química acepta o gana electrones, produciéndose una disminución en el número de oxidación. Toda reacción de óxido-reducción comprende estos dos procesos simultáneamente, porque si hay una especie que libere electrones tiene que haber otra especie que los acepte, así, en el ejemplo 2 ocurre lo siguiente:

+5 +2

N + 3e- N Reducción (gana electrones)

- 2 0 procesos recíprocos o contrarios

S _ e- S Oxidación (pierde electrones)

Tabla 4 Resumen de los conceptos fundamentales de la oxidación y de la reducción.

Concepto Cambios en los electrones Cambios en el estado de oxidación

Oxidación Pérdida Aumento

Reducción Ganancia Disminución

Agente oxidante Gana Disminuye

Agente reductor Pierde Aumenta

Sustancia oxidada Pierde Aumenta

Sustancia reducida Gana Disminuye

No es reacción

de Óxido-Reducción

REDUreducción

Sí es reacción de Óxido-reducción

}

9

A continuación encuentras los esquemas 1 y 2 y una memotecnia que te serán de gran ayuda para aclarar y memorizar estos conceptos: Esquema 1 Por el Sustancia oxidada Agente Oxidante e- e- Por el Sustancia reducida Agente reductor

Esquema 2 aumenta el número de oxidación (Pérdida de e-) Oxidación

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

Reducción (Ganancia de e-)

disminuye el número de oxidación Memotecnia:

Agente Oxidante Toma AGOTE Electrones

Agente Reductor Dona ARDE Electrones

ACTIVIDAD No. 4 1. Define cada uno de los siguientes términos: 1.1 Oxidación 1.2 Reducción 1.3 Agente oxidante 1.4 Agente reductor 1.5 Sustancia oxidada 1.6 Sustancia reducida 2. Escribe la ecuación química correspondiente a cada uno de los cambios químicos que se enuncian a continuación: 2.1 Cuando se mezcla una solución de ácido sulfúrico con una solución de hidróxido de calcio se produce agua y sulfato de calcio. 2.2 El cobre se combina con el azufre para formar sulfuro de cobre (I). 2.3 El oxido de carbono (IV) se combina con agua para formar el ácido carbónico

3. Asigna los estados de oxidación a cada una de las sustancias de las siguientes ecuaciones químicas y completa el cuadro:

3.1 MnO2 + KClO3 + KOH KMnO4 + KCl + H2O

3.2 CoCl2 + NaOH + NaClO3 NaCl + Co2O3 + H2O

3.3 HNO2 + KI + HCl I2 + N2 + KCl + H2 O

3.4 Cr2O7-2 + H+ + Fe2+ Cr3+ + Fe3+ + H2O

}

10

Ecuación Sustancia oxidada Sustancia reducida Agente Oxidante Agente Reductor

3.1

3.2

3.3

3.4

4. BALANCE DE ECUACIONES. Métodos para balancear ecuaciones químicas El balance o equilibrio de una ecuación química consiste en colocar el coeficiente adecuado a cada término, de manera que se satisfaga la Ley de la Conservación de la Materia, es decir, que en el segundo término aparezca la misma cantidad de cada uno de los átomos presentes en el primer término de la ecuación.

4 .1 Método de Tanteo o Ensayo y Error Consiste en ensayar coeficientes de menor a mayor valor y comparar el número de cada uno de los átomos del primero y segundo miembro de la ecuación. Este es un método muy efectivo cuando se trata de ecuaciones sencillas. Ejemplo: KClO3 KCl + O2

Al inspeccionar esta ecuación, observamos que en el primer miembro hay 1 átomo de potasio y 1 átomo de cloro, al igual que en el segundo miembro; pero, en el primer miembro hay 3 átomos de oxígeno mientras que en el segundo solo hay 2 átomos, por los tanto, la ecuación no está balanceada o ajustada. Para proceder a balancearla ensayemos el coeficiente 2 para el KClO3, así: 2KClO3 KCl + O2, ahora hay 2 átomos de potasio y 2 átomos de cloro en el primer miembro, éste mismo número de átomos

debe aparecer en el segundo miembro. Como no es posible modificar los subíndices en la fórmula KCl, entonces procedemos a colocar el coeficiente 2 al KCl, quedando así ajustados el potasio y el cloro: 2KClO3 2 KCl + O2 tal y como está la ecuación, hay 6 átomos

de oxígeno en el primer miembro y 2 átomos en el segundo, no pudiéndose modificar el subíndice del oxígeno, la solución es colocar el coeficiente 3 al O2: 2KClO3 2KCl + 3 O2, quedando la ecuación totalmente equilibrada, es decir, el número de átomos de cada

especie que hay en el primer miembro es igual al número de átomos que hay en segundo miembro. ACTIVIDAD No. 5 1. ¿Por qué deben balancearse las ecuaciones químicas? 2. Balancee por tanteo las siguientes ecuaciones: 2.1 Ba(NO3)2 + H2SO4 BaSO4 + HNO3

2.2 Ca(OH)2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + H2O

2.3 Mg(OH)2 + HCl MgCl2 + H2O

2.4 Al2S3 + H2O Al(OH)3 + H2S

2.5 Ca3N2 + H2O Ca(OH)2 + NH3

4.2 Método de Oxido-Reducción En una reacción química, el total de electrones participantes permanece constante. Es decir, en toda reacción REDOX se cumple que:

Electrones perdidos = electrones ganados

Valencias oxidadas = valencias reducidas

Ejemplo 1: Balancear por óxido-reducción la ecuación: Fe2O3 + CO Fe + CO2

Los pasos a seguir para a solución de este tipo de ejercicios, en su orden, son los siguientes:

Primer paso: determinar y asignar el número de oxidación a cada átomo y escribirlo encima del símbolo respectivo:

}

11

+3 -2 +2 -2 0 +4 -2

Fe2O3 + CO Fe + CO2

Segundo paso: determinar cuáles átomos cambian su estado de oxidación al pasar de reactivos a productos:

Fe: de +3 (reactivo) 0 (producto)

C: de +2 (reactivo) +4 (producto)

Tercer paso: calcular el cambio de electrones por cada átomo y por todos los átomos de la molécula. Estos cambios Se simbolizan con flechas, en sentido hacia el elemento cuando los electrones son tomados y hacia afuera del elemento cuando son cedidos:

+3 -2 +2 -2 0 +4 -2

Fe2O3 + CO Fe + CO2

3 2 _____ _____ 6 2

Cada átomo de hierro tomó 3 electrones (su número de oxidación disminuyó de +3 en los reactivos a cero en los productos), como la molécula de Fe2O3 contiene 2 átomos de Fe, entonces la molécula toma 6 electrones en total. Cada átomo de carbono cedió 2 electrones (su número de oxidación aumentó de +2 en los reactivos a +4 en los productos), como la molécula de CO contiene 1 solo átomo en total la molécula cede 2 electrones.

Cuarto paso: multiplicar estos números (6 y 2), que representan el cambio de electrones por molécula, por factores tales que se cumpla que, el número de electrones cedidos sea igual al número de electrones ganados. Generalmente se acostumbra tomar como factores de multiplicación los mismos números calculados como cambio de electrones por molécula y se multiplican en cruz:

+3 +2 0 +4

Fe2O3 + CO Fe + CO2

3 2 _____ _____ 6 2 _____ _____

2 x (6) (2) x 6

Los factores de multiplicación son 2 y 6, con los cuales conseguimos que: 2 x (6) = 12 electrones tomados 6 x (2) = 12 electrones donados

Quinto paso: asignar como coeficientes de las moléculas afectadas los factores de multiplicación encontrados en el paso anterior:

2Fe2O3 + 6CO Fe + CO2

Sexto paso: terminar el balanceo por tanteo: 2Fe2O3 + 6CO 4Fe + 6CO2

Séptimo paso: simplificar todos los coeficientes si es posible (se simplifican todos o ninguno) Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

Cambio de e- por átomo

Cambio de e- por molécula

Valores que serán utilizados como coeficientes en sentido cruzado con relación a la oxidación y la reducción

}

12

Ejemplo 2: cuando dos o más átomos en una misma molécula cambian su estado de oxidación.

Balancear por óxido-reducción la ecuación: FeS2 + HNO3 Fe2(SO4)3 + NO + H2SO4 + H2O

Pasos 1, 2 y 3:

+2 -1 +1 +5 -2 +3 +6 -2 +2 -2 +1 +6 -2 +1 -2

FeS2 + HNO3 Fe2(SO4)3 + NO + H2SO4 + H2O

1 7 3 ______ ______

1 14 3 ______ _____ 15 3 2 (15) 2(3) Paso 4: Si como en el ejemplo anterior utilizamos 15 y 3 como factores y los multiplicamos en cruz quedaría 3 como coeficiente del FeS2 y habría que colocar 3/2 como coeficiente del Fe2(SO4)3, para ajustar el hierro (3 átomos). Para evitar la confusión que ocasiona el trabajo con fraccionarios es aconsejable amplificar los factores determinados, en este caso por 2, para obtener nuevos factores: (3) x 2 y (15) x 2, se convierten ahora en (3) x 2 = 6 y (15) x 2 = 30. 6 y 30 son ahora los nuevos factores y serán utilizados como coeficientes de las moléculas afectadas.

Pasos 5 y 6: 6FeS2 + 30HNO3 3Fe2(SO4)3 + 30NO + 3H2SO4 + 12H2O

Paso 7: simplificar por terceras partes 2FeS2 + 10HNO3 Fe2(SO4)3 + 10NO + H2SO4 + 4H2O

Ejemplo 3: Cuando un mismo elemento está presente en varios compuestos y solo en uno de ellos cambia. Balancear por óxido-reducción la ecuación: HCl + KMnO4 KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

1 +7 +2 0

HCl + KMnO4 KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

Si se balancea la ecuación empezando por los reactivos como en los ejemplos 1 y 2, el coeficiente que se le asigne al HCl, habría que distribuirlo entre el KCl, el MnCl2 y el Cl2, para poder ajustar así el cloro. El coeficiente del KMnO4 fijaría el coeficiente del KCl, para balancear potasio y el coeficiente del MnCl2, para balancear manganeso. Para obviar todos estos inconvenientes se recomienda iniciar el balance por los productos:

+1 -1 +1 +7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

HCl + KMnO4 KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

5 1

5 2

2x(5) 5x(2)

10 10 Balance de electrones en la oxido reducción

HCl + KMnO4 KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O

16HCl + 2KMnO4 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O (no es simplificable)

Cambio de e- por átomo

Cambio de e- por molécula

Cambio de e- por átomo

Cambio de e- por molécula

}

13

ACTIVIDAD 6 1. Equilibra las siguientes ecuaciones por el método de óxido-reducción: 1.1 Cr2O3 + KNO3 + Na2CO3 Na2CrO4 + KNO2 + CO2

1.2 HNO3 + H2S NO + S + H2O

1.3 MnO2 + HCl MnCl2 + H2O + Cl2

1.4 KMnO4 + H2SO4 + H2O2 MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

1.5 HNO3 + P + H2O H3PO4 + NO

2. Consigna en un cuadro para las ecuaciones 2.1 y 2.2 2.1 KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

2.2 KClO3 KCl + O2

Ubique en el cuadro la siguiente información : ACTIVIDADES DE MEJORAMIENTO No. 7 1. Escribe algún ejemplo de reacción endotérmica y de reacción exotérmica que suceden en la vida cotidiana. 2. Enumera todos los factores que deben tenerse en cuenta al escribir una ecuación química. 3. Escribe la ecuación correspondiente a cada reacción química enunciada y equilíbrala por el método de ensayo y error (tanteo): 3.1 Agua + trióxido de azufre ácido sulfúrico

3.2 Tricloruro de fósforo + agua ácido fosforoso + ácido clorhídrico

3.3 Óxido de aluminio + ácido clorhídrico tricloruro de aluminio + agua

4. ¿Qué factores se deben tener en cuenta al equilibrar una ecuación por el método de óxido-reducción? 5. Clasifica las siguientes ecuaciones según la naturaleza de las mismas: 5.1 NO + O2 NO2

5.2 CaCl2 + Na2CO3 NaCl + CaCO3

5.3 AgCN Ag + C2N2

5.4 N2O5 NO2 + O2

5.5 K2CO3 + Sr(NO3)2 KNO3 + SrCO3

6. Balancee por el método de oxido reducción las siguientes ecuaciones: 6.1 Cl2 + H 2 O → HCl + O2

6.2 KClO3 + KI + H2O → KCl + I2 + KOH

6.3 (Cr2O7) = + H+ + Cl- → Cr+3 + H2O + Cl2

6.4 CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + S + H2O

6.5 K2Cr2 O7 + H Cl → Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O

6.6 HI + H2SO4 → H2S + I2 + H2O

6.7 KBr + Cl2 + KOH → KCl + KBrO3 + H2O

6.8 Cu + AgNO3 → Cu(NO3)2 + Ag

6.9 Al2O3 + C + Cl2 → CO + AlCl3

a. Electrones ganados b. Electrones perdidos

c. Sustancia oxidada

d. Sustancia reducida e. Agente oxidante f. Agente reductor

}

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6. 10 K2Cr207 + H2S + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O

7. Un método para obtener hidrógeno es la reacción de algunos metales con el agua. El sodio y el potasio, por ejemplo, desplazan al hidrógeno del agua formando hidróxidos (NaOH ó KOH). El siguiente esquema ilustra el proceso

De acuerdo con lo anterior, la ecuación química que mejor describe el proceso de obtención de hidrógeno es

8.

De acuerdo con la ecuación planteada si se cambia el hierro Fe por dos moles de sodio Na0 probablemente se formará

A. 2NaCl + H2 B. NaCl + H2 C. 2NaH + Cl2 D. NaCl2 + H2

9. Al sumergir un alambre de cobre en una solución incolora de nitrato de plata, se forma un sólido insoluble visible en forma de cristales metálicos y la solución se torna azul debido a que los iones de cobre desplazan a los iones de plata produciendo una sal soluble en agua. La ecuación general que describe la reacción es:

Después de sumergir el alambre, el precipitado que se forma corresponde a A. una sal de plata B. una sal de cobre C. plata metálica D. cobre metálico

5. Cinética química. 5.1 Factores que influyen en la velocidad de una reacción Química La cinética química es la parte de la Química que trata la velocidad de las reacciones, la velocidad de reacción se refiere a la velocidad a la cual se forman los productos o se consumen los reactivos o la rapidez con que los reactivos se transforman en productos. Una explosión es un ejemplo de una reacción rápida y la formación de petróleo, a partir de la materia orgánica, es un ejemplo de reacción lenta. En el transcurso de una reacción, los reactantes van desapareciendo en la medida de que se van formando los productos. En consecuencia, la velocidad de una reacción se expresa en términos del cambio de la concentración de los reactantes o de los productos con el tiempo. Se puede estudiar siguiendo la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien, la cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo. Así hablamos de reacciones lentas como la oxidación de un trozo de hierro o rápidas como una combustión.

}

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¿Qué factores inciden en la velocidad de una reacción Química? La temperatura. A mayor energía de los reactivos mayor número de moléculas activadas y más fácilmente se romperán los

enlaces pues habrá mayor número de choques eficaces. Aumento en la concentración de los reactivos. Se facilita que las partículas se encuentren y choquen entre sí. A mayor

número de choques eficaces, mayor velocidad de reacción. Aumento en el grado de división de las partículas que reaccionan. Si en una reacción interviene un sólido finamente

pulverizado, se incrementa su superficie de contacto y la probabilidad de choques eficaces, que si fueran trozos grandes del mismo sólido.

La naturaleza de los reaccionantes. Depende de las características propias de cada una de las sustancias que participan en la reacción química

Adición de catalizadores. Estas sustancias disminuyen la energía de activación. No intervienen en la reacción (no reaccionan) y se recuperan inalterados (intactos) al final del proceso, es decir no se consumen ni forman parte de los productos.

No obstante, a veces interesa ralentizar (volver lenta) una reacción química, como ocurre en la conservación de los alimentos, la oxidación de metales, etc. Para ello, reducimos la temperatura (frigorífico) o protegemos con una capa de pinturas. También existen catalizadores que disminuyen la velocidad de las reacciones químicas (inhibidores o catalizadores negativos).

https://youtu.be/qYzPAkSFJsM velocidad de reacción

5.2 Equilibrio químico

Cuando una reacción alcanza el EQUILIBRIO, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa. La relación de las concentraciones en el equilibrio es una constante que puede obtenerse a partir de la ecuación química ajustada. En los casos en los cuales los productos puedan reaccionar para formar nuevamente los reactantes, hablamos de reacción reversible, por ejemplo: Al calentar a 4000C, en un matraz cerrado, cierta cantidad de HI se descompone en I2 y H2, pero no totalmente, pues en un momento dado las cantidades relativas de HI, I2 y H2 son constantes; Esto es el I2 y H2 estarían formando HI ; el proceso es entonces reversible y la ecuación sería

2HI H2 + I2

La reacción directa va hacia la derecha, la reacción inversa se inicia una vez formado H2 y el I2, ella ocurre al comienzo lentamente pero luego su velocidad aumenta a medida que aumente la concentración. El equilibrio químico es el estado final de una reacción reversible, en el cual las concentraciones de las sustancias son constantes.

El estado de equilibrio se caracteriza por: 1. Es dinámico: Su situación se mantiene estable por la igualdad de las velocidades en los procesos directo e inverso. 2. Es espontáneo: Los sistemas avanzan hacia el equilibrio espontáneamente 3. Es único.

El estado de equilibrio es un estado dinámico en el cual la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa y las propiedades microscópicas de ese sistema cerrado son constantes

2HI H2 + I2 Velocidad de la reacción directa:

Vd = kd HI 2 : concentración Kd= constante de proporcionalidad reacción directa Velocidad de la reacción inversa

Vi = Ki H2 I2 : concentración Ki= constante de proporcionalidad reacción inversa En el equilibrio la velocidad de reacción directa es igual a velocidad de reacción inversa

Vd = Vi : Kd HI 2 = Ki H2 I2

Kd = K equilibrio

Ki

}

16

Ke = constante de equilibrio Las siguientes gráficas muestran: la primera que sucede con la velocidad de reacción directa e inversa hasta cuando se alcanza el equilibrio y las dos velocidades se igualan. Y la segunda cómo varía la concentración de productos y reactivos en la medida en que la reacción transcurre en el tiempo.

5.3 CONSTANTE DE EQUILIBRIO Ke ( Ley de equilibrio ) La constante de equilibrio Ke para cualquier sistema, es igual al cociente del producto de las concentraciones del segundo miembro de la ecuación, entre el producto de las concentraciones de las sustancias del primer miembro de la ecuación; cada concentración estará elevada a una potencia igual al coeficiente de la respectiva sustancia en la ecuación química balanceada. Sean A, B, C, D las sustancias participantes en un proceso químico y a, b, c, d sus coeficientes respectivos:

a A + b B c C + d D

La constante de equilibrio sería

C c Dd Indica concentración de la sustancia

Ke =

A a B b

La constante de equilibrio es característica para cada reacción a una temperatura definida. Un valor alto de dicha constante indica que la concentración de los productos es mucho mayor que la de los reactantes, o sea que la reacción se desplaza a la derecha llegando casi hasta la completación, es decir, es casi una reacción no reversible. . Por el contrario si la constante de equilibrio es pequeña (menor que la unidad) es porque la concentración de los productos es baja en comparación con los reactantes, el equilibrio se desplaza a la izquierda y el proceso es poco útil para la obtención de los productos.

ACTIVIDAD No. 8 1. Ilustre la ley de equilibrio ( constante de equilibrio) para las siguientes reacciones: 1.1 2H2 + O2 2H2 O

1.2 H2 + I2 2HI

1.3 N2 + 3H2 2NH3

1.4 N2 + O2 2NO

2. La constante de equilibrio a 5000C para la siguiente reacción N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) es 0.006 , indique en qué sentido está desplazado el equilibrio químico.

3. Para las siguientes reacciones a 25 ºC, indique hacia dónde se desplaza el equilibrio y cuál es casi no reversible?

Kd H2 I2

=

Ki HI 2

H2 I2 K equilibrio =

HI 2

}

17

3.1 H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) Ke = 4.4 x 10 32 3.2 N2 (g) + O2 2 NO Ke = 4.8 x 10-31

5.4 PRINCIPIO DE LE CHATELIER El rendimiento de una reacción se ve disminuido por la tendencia a alcanzar el estado de equilibrio, pues los reactivos no se transforman al cien por cien en productos. Por tanto es importante conocer cuáles son los factores que se pueden modificar para conseguir que el equilibrio se rompa, desplazándose en el sentido que nos interesa. El principio de Le Chatelier expresa lo siguiente: “Si un sistema está en equilibrio y es perturbado por una causa externa, el sistema reacciona, si es posible, con el fin de disminuir o absorber la causa modificadora y llegar a un nuevo estado de equilibrio Una alteración de los factores (temperatura, presión, concentraciones) que intervienen en un equilibrio induce un ajuste del sistema para reducir el efecto de dicha alteración y establecer un nuevo equilibrio". Un sistema en equilibrio reacciona contra un aumento de presión, desplazando el equilibrio en la dirección que ocupe menos volumen, o sea en aquella en la cual existe el menor número de moles en estado gaseoso, por ejemplo: la reacción

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) En los reactivos en total hay cuatro moles y en los productos dos, quiere decir que un aumento en la presión aumenta la cantidad de NH3 y una disminución de la presión desfavorece la producción de NH3. Si un sistema en equilibrio se le suministra calor se favorece la dirección de la reacción que absorba calor, por lo tanto se favorece la dirección en que la reacción es endotérmica, por ejemplo

H2 + Cl2 2HCl + calor

Al suministrarle calor al sistema, este lo absorbe produciendo H2 y Cl2 A partir del HCl es decir se favorece la reacción inversa. Un cambio de presión no afecta el equilibrio porque por cada dos moles de reactivo hay dos moles de producto Si a un sistema en equilibrio se le añade una sustancia, se favorece la reacción que tienda a consumir la sustancia añadida ACTIVIDAD No. 9 1. Si se desea que el equilibrio se desplace hacia la derecha (productos) para la reacción en fase gaseosa:

2 NO + 2 CO N2 + 2CO2 + 179.4 Kcal

Las mejores condiciones serían: A. Temperatura y presión alta B. Baja temperatura y alta presión C. Temperatura alta y baja presión D. Temperatura y presión ambientales

2. El siguiente proceso se utiliza industrialmente para obtener Cloro (Cl2 )

4 HCl + O2 2 H2 O + 2 Cl2 + Calor

2.1 Cómo se debe modificar la presión para favorecer la producción de Cloro. 2.2 Cómo se debe modificar la temperatura para favorecer la producción de Cloro.

2.3 Si se añade H2 O al sistema se lograría producir más? o menos cloro? Explique

}

18

ACTIVIDAD 10 AUTO EVALUACIÓN RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN. Se tienen 4 tubos: El ácido reacciona con los metales, observándose desprendimiento de burbujas (de hidrógeno) mientras disminuye la cantidad de metal a través del tiempo, a diferente velocidad en cada tubo. De las observaciones, se establece que el orden de velocidad de reacción del ácido con los metales de mayor a menor es: Mg, Zn, Fe y Cu

1. De lo anterior, es correcto afirmar que el factor que afecta la velocidad de reacción en el experimento es la

A. concentración B. temperatura C. naturaleza de los reaccionantes D. presencia de catalizadores

2. En general, la temperatura afecta, en forma directa, la velocidad de reacción. Si el experimento se realiza 3 veces, primero 90°C, después a temperatura ambiente (20° C) y por último a 0°C, lo más probable es que la velocidad de reacción sea

A. igual en los tres casos B. mayor cuando se realiza a 90°C C. menor cuando se realiza a 90°C D. igual, a 20°C y a 0°C

3. En una reacción reversible los productos aumentan su concentración y los reactivos la disminuyen. Al cabo de un tiempo estas

concentraciones permanecen constantes [X2] + [Y2] [2XY] Si reaccionan 1 mol de X2 con 1 mol de Y2 hasta llegar al equilibrio, la gráfica que describe correctamente este proceso en tiempo t es

}

19

4. Según la información presentada en la tabla, es correcto afirmar que para la ecuación

A. si se aumenta la temperatura, aumenta la concentración de NH3 B. al disminuir la temperatura, aumenta la concentración de NH3 C. al aumentar la presión, las concentraciones de N2 y NH3 permanecen constantes D. al aumentar la presión, aumenta la concentración de N2 y disminuye la concentración de H2

5. La gráfica que representa el establecimiento del equilibrio dinámico en la reacción, es H2 (g) + CO2 (g) H2 O (g) + CO (g)

6. Dada la ecuación X2(g)+ 3J2(g) 2XJ3(g)

la expresión correcta para calcular la constante de equilibrio (Keq) en función de las concentraciones es

7. En un experimento se da la siguiente reacción de equilibrio

}

20

El oxicloruro de Bismuto es poco soluble en la mezcla, por lo cual se observa una turbidez en ella. Esta turbidez desaparece adicionando ácido clorhídrico diluido, aumentando así la concentración de ácido clorhídrico en el sistema. Es válido concluir que al aumentar la concentración de ácido clorhídrico A. aumenta la concentración de tricloruro de bismuto y disminuye la concentración de oxicloruro de bismuto B. aumentan las concentraciones de oxicloruro de bismuto y tricloruro de bismuto C. disminuyen las concentraciones de tricloruro de bismuto y agua D. aumenta la concentración de oxicloruro de bismuto y disminuye la concentración de tricloruro de bismuto 8. La siguiente reacción muestra la descomposición del peróxido de hidrógeno (H2O2):

2H2O2 → 2H2O + O2

Un docente quiere estudiar esta reacción para lo cual adiciona 10 mL de H2O2 en un tubo de ensayo. Cuando el tubo se encuentra a 15ºC observa que la reacción termina a los 15 minutos, mientras que al calentarlo finaliza a los 5 minutos. ¿Qué variable ocasiona el cambio de velocidad en la reacción? A. La concentración de O2. B. La temperatura. C. La concentración de H2O2. D. El volumen.

9. Cuando ocurre una reacción química, generalmente, se presenta un cambio en la temperatura de los compuestos en la

reacción, lo cual se mide con la entalpía ΔH. Cuando la temperatura de la reacción aumenta es porque la reacción es exotérmica y su entalpía es negativa ΔH (-), liberando energía como calor. Cuando la temperatura de la reacción disminuye, la reacción es endotérmica y su entalpía es positiva ΔH (+), absorbiendo calor. La energía libre de Gibbs, ΔG, indica el grado de espontaneidad de una reacción a temperatura y presión constantes. Cuando el valor de ΔG es positivo, la reacción es no espontánea y cuando ΔG es negativa, la reacción es espontánea

A continuación se observan algunos valores termodinámicos para cuatro reacciones:

De acuerdo con la información anterior, es correcto afirmar que la reacción

A. 1 es endotérmica, porque el valor de la entalpía es el más pequeño de las cuatro reacciones. B. 2 es exotérmica, porque el valor de la energía libre de Gibbs es negativo. C. 3 es no espontánea, porque el valor de la energía libre de Gibbs es positivo. D. 4 es espontánea, porque el valor de la entalpía de reacción es intermedio entre los cuatro valores.

10. Los catalizadores son sustancias que no aparecen en la ecuación estequiométrica y sin embargo alteran el camino por el cual

los reactivos se transforman en productos, es decir, modifican el mecanismo de reacción.

}

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Al comparar la energía de activación de una reacción en equilibrio no catalizada y la de la misma reacción en presencia de un catalizador, se puede afirmar que éste altera el mecanismo de una reacción porque

A. disminuye la energía de activación de la reacción. B. aumenta la energía de activación de la reacción. C. modifica la constante de equilibrio de la reacción. D. mantiene constante la rapidez de la reacción. 11. Un estudiante propone la siguiente ecuación para la combustión del metano (CH4):

CH4 + O2 → CO2 + H2O Reactivos productos El estudiante no está seguro de si la ecuación está balanceada, por lo que le pide a su profesor explicarle una de las razones por la cual la ecuación está o no balanceada.

¿Qué debería responderle el profesor? A. No está balanceada, porque en los reactivos no había agua. B. Sí está balanceada, porque hay 1 átomo de carbono tanto en los reactivos como en los productos. C. No está balanceada, porque hay 4 átomos de hidrógeno en los reactivos y 2 átomos de hidrógeno en los productos. D. Sí está balanceada, porque reaccionan 1 mol de metano y de O2, que producen 1 mol de H2O y de CO2

12. Según el principio de Le Chatelier, cuando se introduce una modificación en un sistema en equilibrio (existe un equilibrio entre

reactivos y productos), la reacción se desplaza en el sentido necesario para compensar el aumento o disminución de la concentración de reactivos o productos

La siguiente ecuación representa la reacción entre el CO y el H2O en la obtención del CO2 :

De acuerdo con la información anterior, el sistema se modifica cuando se disminuye la concentración de CO2 y el equilibrio se desplaza hacia los A. productos, porque se favorece la formación de CO2. B. reactivos, porque se favorece la formación de CO. C. productos, porque se favorece la formación de CO. D. reactivos, porque se favorece la formación de CO2.

}

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Webgrafía y bibliografía

http://ellaboratoriodefyq.blogspot.com.co/2017/02/t4-las-reacciones-quimicas.html

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Cuadernillo pruebas saber 11º Restrepo Merino Fabio, Restrepo Merino Jairo. Hola química 1 . Editorial Susaeta. Medellín. 1989 Raymond Chang. Química . 4º Edición. McGraw Hill. México. 1992 Moore, Stanitski, Wood, Kotz. El mundo de la Química conceptos y aplicaciones.2º Edición. Pearson Educación. México. 2000.

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