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La reacción química Antes de empezar debemos diferenciar claramente entre proceso físico y proceso

químico:

Proceso físico: No cambia la composición química de la sustancia, tan solo tiene lugar una separación de una sustancia de otra en una mezcla o un c ambio de estado. Ejemplos de procesos físicos son: evaporación, fusión, destilación, filtración,…Los cambios de estado tienen nombres característicos que te presentamos en este diagrama:

Proceso químico: Implican un cambio de composición en la sustancia, es decir, tiene lugar una reacción química, en la que unas sustancias se transforman en otras de propiedades totalmente diferentes.

En un proceso quími co (o reacción química) se produce una profunda alteración de la materia. Se parte de unas sustancias (reactivos) y lo que se obtiene después del proceso (productos) son unas sustancias completamente diferentes a las de partida.

Para representar abreviadamente las reacciones químicas se utilizan las ecuaciones químicas.

En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha separados por una flecha:

Reactivos Productos El proceso de ajustar (o igualar) la ecuación consiste en colocar números delante de las fórmulas (coeficientes) para garantizar que exista el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos, ya que en una reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos.

Para que se verifique una reacción química ha de producirse:

• Una ruptura de los enlaces en los reactivos. Lo que generalment e implica aportar energía. • Un reagrupamiento de los átomos de forma distinta. • Una formación de nuevos enlaces para formarse los productos. Lo que generalmente im pli ca un

desprendimiento de energía.

En el balance final de energía para el proceso puede ocurrir:

Energía aportada > Energía desprendida. La reacción, en conjunto, absorbe energía (calor).

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Reacción endotérmic a.

Energía aportada < Energía desprendida. La reacción, en conjunto, desprende energía (calor). Reacción exotérmica.

El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del proceso:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + 875 kJ (Proceso exotérmico)

2 KClO 3 + 89,4 (kJ) 2 KCl + 3 O 2 (Proceso endotérmico)

Ejemplo: La combustión del propano

Hay muchos tipos de reacciones químicas, y aunque el próximo curso las clasificara s atendiendo a su mecanismo y comportamiento químico (ácido- base, redox, precipitación, ...) por el momento,

Multiplicando por NA, pasamos de moléculas

a moles

C 3H 8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

1 molécula de C 3H 8

5 moléculas de O 2

3 moléculas de CO 2

4 moléculas de H 2O

6,02.1023

moléc. de C3H 8 5 x 6,02.1023

moléc. de O 2 3 x 6,02.1023

moléc. de CO 2 4 x 6,02.1023

moléc. de H 2O

44,0 g de C 2H 6

160,0 g de O 2

132,0 g de CO 2

72,0 g de H 2O

1 mol: 44,0 g 1 mol: 32,0 g 1 mol: 44,0 g 1 mol: 18,0 g

Masa de reactivos:

44,0 + 160,0 = 204,0 g

Masa de productos:

132,0 + 72,0 = 204,0 g =

Usando las masas moleculares

obtenemos relaciones entre gramos

reacciona con

reaccionan con

1 mol de C3H 8

5 moles de O 2

3 moles de CO 2

4 moles de H 2O

reacciona con

reaccionan con

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sólo vamos a clasificarlas atendiendo a cómo se reagrupan los átomos:

1.- Reacciones de síntesis.

Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja. Tienen la siguiente estructura: A + B AB donde A y B pueden ser elementos (en cuyo cas o también se pueden llamar reacciones de formación de la sustancia AB) o compuestos. Por ejemplo:

N2 + 3 H2 2 NH3

Fe + S FeS

CaO + H2O Ca(OH)2

SO2 + H2O H2SO3

CaO + SO2 CaSO3

Por ejemplo: Reacciones de oxidación. Combinación con el oxígeno. Son reacciones lentas que desprenden poca energía

2 Fe + O2 2 Fe O

4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

2.- Reacciones de descomposición.

Una sustancia se descompone para dar dos más simples. La estructura es la siguiente: AB A + B donde A y B pueden ser elementos y/o compuestos. P or ejemplo:

Ba(OH)2 BaO + H2O

H2SO3 SO2 + H2O

2 HgO 2 Hg + O2

PbCO3 PbO + CO2

Si el proceso de descomposición se realiza con la ayuda de electricidad, las reacciones se denominan de Electrólisis, por ejemplo:

2 H2O 2 H2 + O2

2 NaCl 2 Na + Cl2

3.- Reacciones de desplazamiento o sustitución .

Uno de los elementos que forma parte de un compuesto es susti tuido por otro. La reacción es la siguiente: AB + X AX + B ejemplo:

Cu + 2 AgNO 3 Cu(NO3)2 + 2 Ag

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Cl2 + 2 KBr 2 KCl + Br 2

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4.- Reacciones de intercambio .

Estas reacc iones equivalen a una doble descomposición o un intercambio. La estructura general es: AB + XY AX + BY

por ejemplo:

AgNO 3 + NaCl NaNO3 + AgCl

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O

Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + CO2

Por ejemplo: Reacciones de neutralización. Entre un ácido y una base. Se obtiene la sal del ácido y agua: Ácido + Base ���� Sal + Agua .

H Cl + Na OH ���� Na Cl + H2O

H2SO4 + Ba (OH)2 ���� Ba SO4 + 2 H2O

HNO3 + KOH ���� K NO3 + H2O

H2CO3 + 2 NaOH ���� Na2 CO3 + 2 H2O

Mención aparte merecen, dentro de las reacciones de oxidación , las:

Reacciones de combustión . Químicamente son oxidaciones, pero al contrario qu e éstas son reacciones que transcurren muy rápidamente y con un desprendimiento notable de energía

2 C + O2 2 C O

C + O2 C O2

Siempre que se queme un hidrocarburo (compuesto que contiene únicamente carbono e hidrógeno) se obtiene CO 2 y agua:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 2 H2O C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O

Reacción de los óxidos con el agua . El comportamiento es muy distinto si reacciona un óxido no metálico que uno metálico. En el primer caso se obtiene un ácido y en el segundo una base. Por esta razón se dice que los ó xidos no metálicos tienen un carácter ácido, mientras que los metálicos tienen un carácter básico.

SO3 + H2O H2SO4

CO2 + H2O H2CO3

CaO + H2O Ca (OH)2

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Na2O + H2O 2 NaOH

Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por los metales . La mayor parte de los metales reaccionan con los ácidos desplazando el hidrógeno (que se desprende como gas) y el me tal se disuelve formando la sal correspondiente. Esta reacción se produce muy fácilmen te en al caso de metales alcalinos y alcalino-térreos.

Algunos metales como la plata, el cobre o el mercurio no desplazan el hidrógeno de los ácidos. 2 HCl + Mg Mg Cl 2 + H2

H2 SO4 + Fe FeSO4 + H2

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Leyes ponderales (referentes al peso)

3.1.- Ley de la conservación de la masa .

• La enunció Lavoisier en 1789. • En cualquier re acción química, la suma de la masa de los

productos es igual a la suma de la masa de los reactivos, es decir, que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

3.2.- Ley de las proporciones definidas .

• La enunció J. L. Proust en 1799. • Cuando dos elementos se combinan para formar un

compuesto, lo hacen siempre en proporciones fijas y definidas, así, por ejemplo, el amoniaco siempre tiene un 82,36 % de N y un 17,64 % de H, sea cual sea su procedencia o el método utilizado para obtenerlo.

3.3.- Ley de las proporciones múltiples .

• La enunció Dalton en 1805. • Cuando dos elementos se combinan para formar más de un

compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación numérica sencilla.

C + O2 CO2

C + 1/2O2 CO

Veamos, ahora como se trabaja con las reacciones químicas:

1. Identifica reactivos y productos. Plantea la ecuación y a continuación formula las

sustancias que intervienen:

Ácido clorhídrico + Zinc � Cloruro de zinc + Hidrógeno

HCl + Zn � Zn Cl 2 + H 2

2. Ajusta la ecuación: 2 HCl + Zn � Zn Cl 2 + H 2

El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido:

a) ¿Cuántos gramos de zinc reaccionan? b) ¿Cuál sería el volumen de H2 obtenido si se mide en c. n.?

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3. Pasa el dato que te dan a moles:

4. Transforma ahora los moles del dato en moles de la incógnita leyendo el

correspondiente factor de conversión en la ecuación ajustada

5. Transforma moles en gramos usando la masa atómica o molecular:

Esto se puede hacer de forma directa “empatando” unos factores de conversión con otros:

6. Si la sustancia es un gas y está medido en c.n. (0 0C y 1atm) , se puede obtener el volumen teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa 22, 4 litros (volumen molar)

MnO2 + HCl Mn Cl2 + Cl2 + H2O

En primer lugar ajustamos la reacción:

Cálculos masa - masa

MnO2 + 4 HCl Mn Cl2 + Cl2 + 2 H2O

El dato está expresado en gramos y la incógnita la piden también en gramos.

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicloruro de manganeso se obtienen cuando reaccionan 7,5 g de ácido clorhídrico?

Para plantear este factor de conversión debes obtener la masa molecular del compuesto.

Lee el factor en la ecuación ajustada

Factor que convierte moles en litros (sólo para gases medidos en c.n.)

Convierte gramos a moles

Permite relacionar dato (HCl) con la incógnita (Zn)

Convierte moles a gramos

6,0 g de HCl1 mol HCl

36,5 g HCl

1 mol Zn

2 moles HCl

65,4 g Zn

1 mol Zn5,2 g Zn=

6,0 g de HCl1 mol HCl

36,5 g HCl21 mol H

2 moles HCl2

2

22,4 litros H

1 mol H 21,84 litros H=

6,0 g deHC1mol HCl

l36,5 gde HCl

0,16 moles de HCl=

0,16 moles deHCl1mol de Zn

2 moldeHCl0,08 moles de Zn=

0,08 molesde Zn65,4 g de Zn

1 mol de Zn5,2 g de Zn=

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2 22

2

1mol de MnCl 126,0 g de MnCl1mol de HCl7,5 g de HCl 6,5 g de MnCl

36,5 g de HCl 4 moles de HCl 1mol de MnCl=

a) Cálculo del volumen de Cl2 medido en c.n.

2 22

2

1mol de Cl 22,4 l de Cl1mol de HCl7,5 g de HCl 1,2 litros de Cl

36,5 g de HCl 4 moles de HCl 1mol de Cl=

Otro ejemplo: N2 (g) + H2 (g) � NH3 (g)

Ecuación ajustada:

32 3

2

2 LNH0,5L H 0,333 L NH

3 L H=

Factor leído en la ecuación ajustada. Nos transforma dato (HCl) en incógnita (MnCl2)

Cálculos masa - volumen El dato está expresado en gramos y la incógnita, por ser un gas, piden su volumen en litros

Ejemplo: ¿Qué volumen de cloro se obtendrá cuando reaccionen 7,5 g de ácido clorhídrico, medidos en c.n.?

Factor leído en la ecuación ajustada

Esta relación se puede usar únicamente cuando el gas esté medido en c. n.

Cálculos volumen - volumen

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Si las sustancias consideradas están en fase gaseosa la relación establecida por la ecuación ajustada puede considerarse relación en volumen, siempre que los gases estén medidos en las mismas condiciones de P y T (volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de moles)

Ejemplo: Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán cuando reaccionan 0,5 L de H2 (se supone que ambos gases están medidos a igual P y T)

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Pb (NO3)2 + KI � Pb I2 + KNO3

a) Ecuación ajustada:

b) Gramos de yoduro de plomo (II) que deberían obtenerse teóricamente:

3 2 2 23 2 2

3 2 3 2 2

1mol de Pb (NO ) 1mol de PbI 461,0 g de PbI15,0 g de Pb (NO ) 20,9 g de PbI

331,2 g de Pb (NO ) 1mol de Pb (NO ) 1mol de PbI=

� Cálculo del rendimiento:

2 2 2

2 2 2

18,5 g PbI reales 100,0 g PbI teóricos g PbI reales88,5 88,5 %

20,9 g PbI teóricos 100,0 g PbI teóricos 100,0 g PbI teóricos= =

a)

b) Cantidad de sulfato de zinc obtenida

4 4 44

4 4

1mol de ZnSO 161,5 g de ZnSO 75,0 g de ZnSO reales1mol de Zn10,30 g de Zn 19,1g de ZnSO reales

65,4 g de Zn 1mol de Zn 1mol de ZnSO 100,0 g de ZnSO teóricos=

Cálculos con ren dimiento distinto del 100%

Lo más frecuente es que, debido a razones diversas, a la hora de la realización práctica de una reacción química las cantidades obtenidas sean distintas de las calculadas teóricamente. Se define el rendimiento de la reacción como:

gramos reales

r100 gramos teóricos

=

Ejemplo: El nitrato de plomo (II) reacciona con el yoduro potásico para dar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II).

a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso a) Cuando se hacen reaccionar 15,0 g de nitrato de plomo (II)

se obtienen 18,5 g de yoduro de plomo (II) ¿Cuál es el rendimiento del proceso?

Pb (NO3)2 + 2 KI � Pb I2 + 2 KNO3

Cálculos con rendimiento distinto del 100%

Ejemplo: El ácido sulfúrico reaccionan con 10,3 g de zinc para dar sulfato de zinc e hidrógeno

a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso b) Calcular la cantidad de sulfato de zinc obtenida si el

rendimiento para el proceso es de un 75 %

H2SO4 + Zn � ZnSO4 + H2

Factor para calcular el tanto por ciento No se divide por el 100 del denominador , ya que forma parte de la unidad solicitada.

Factor que considera el rendimiento de la reacción

Procesos con reactivo limita nte

A la hora de llevar a cabo una reacción química puede suceder que uno de los reactivos esté en exceso, entonces la reacción transcurrirá mientras exista algo del otro reactivo. Una vez que éste se acaba la reacción se para, quedando el exceso del primero sin reaccionar. El reactivo que al agotarse hace que la reacción se detenga se denomina reactivo limitante. Los cálculos se efectúan considerando las cantidades que reaccionan. Ejemplo: Una mezcla de 100 g disulfuro de carbono y 200 g de cloro (gas) se pasa a través de un tubo de reacción caliente produciéndose la reacción:

CS2 + 3 Cl2 � CCl4 + S2Cl2

Calcular la cantidad de S2Cl2 que se obtendrá

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� Como dan cantidades para ambos reactivos,vemos si están en cantidades estequiométricas (justas):

22 2

2

1mol CS100 g CS 1,31mol CS

76,2 g CS=

22 2

2

1mol Cl200 g Cl 2,82 moles Cl

71,0 g Cl=

Como (según se lee en la ecuación química) 1 mol de CS2 reacciona con 3 moles de Cl2, para reaccionar con 1,31 moles de CS2 se necesitarían: 1,31 x 3 = 3,93 moles de Cl2. Por tanto, como sólo existen 2,82 moles de Cl2:

� Reactivo en exceso (no reacciona todo) : CS2

� Reactivo limitante (se agota, reacciona todo) : Cl2

� A la hora de efectuar los cálculos ha de tenerse presente que parte del CS2 quedará sin reaccionar. Por tanto ha de usarse, bien el reactivo limitante (reacciona totalmente) o bien la parte que reacciona del reactivo en exceso:

Usando el reactivo limitante:

2 2 2 22 2 2

2 2 2

1mol S Cl 135 g S Cl2,82 mol Cl 126,9 g S Cl

3 mol de Cl 1mol S Cl=

Usando el reactivo en exceso:

22 2

2

2 2 2 22 2 2

2 2 2

2

1mol CSReaccionan : 2,82 mol Cl 0,94 moles CS

3 mol de Cl

1mol S Cl 135,0 g S Cl0,94 mol CS 126,9 g S Cl

1mol de CS 1mol S Cl

Sobran : 1,31 0,94 0,37 moles CS

=

=

− =

80 g de HgO 1mol HgO 2 mol Hg 216,6 g Hg

20,5 g de óxido 15,2 g Hg100 g de óxido 216,8 g HgO 2 mol HgO 1mol Hg

=

Reactivos impuros Si los reactivos que se emplean en la reacción no son puros ha de tenerse en cuenta el dato de pureza y realizar los cálculos sólo con la parte de la muestra que reacciona. Ejemplo: Al calentar el óxido de mercurio (II) se descompone en oxígeno (gas) y mercurio metálico. Calcular la cantidad de mercurio metálico que podremos obtener al descomponer 20,5 g de un óxido del 80 % de pureza.

2 HgO � 2 Hg + O2

Parte de la muestra no es HgO. Por eso hablamos de “óxido” cuando nos referimos a la muestra impura

Factor que convierte los gramos de muestra en gramos de Hg O

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� La cantidad de zinc presente en la muestra se puede calcular a partir del ácido consumido suponiendo que las impurezas no reaccionan con el ácido:

1mol HCl 1mol Zn 65,4 g Zn53,7 g HCl 48,1g Zn

36,5 g HCl 2 mol HCl 1mol Zn=

� El cálculo de la pureza se reduce a calcular un tanto por ciento:

48,1g Zn 100 g muestra g Zn96,2 96,2 % Zn

50,0 g muestra 100 g muestra 100 g muestra= =

333

33 3

1mol CaCO 2 mol HCl 1000 cm disolución6,5 g de CaCO 86,7 cm disolución

100,1g CaCO 1mol CaCO 1,5 mol HCl=

Determinación de la pureza de un

reactivo

Basándonos en la cantidad de productos obtenidos (o de reactivos que reaccionan) se puede establecer la pureza de un reactivo o su contenido en determinada sustancia (riqueza) Ejemplo: Una muestra impura de 50,0 g de zinc reacciona con 53,7 g de ácido clorhídrico. Calcular el % de zinc presente en la muestra (riqueza)

Zn + 2 HCl � ZnCl2 + H2

Relación entre el Zn puro y la masa total de muestra

Factor para calcular el tanto por ciento. Recordar que por el “100” del denominador no se divide ya que forma parte de la unidad final.

Reactivos en disol ución (molaridad)

Lo común es que los reactivos que se utilicen se encuentren en forma de disolución acuosa y que se trabaje directamente con cantidades de disolucíon y no de soluto: Ejemplo: Se hacen reaccionar 6,5 g carbonato cálcico con ácido clorhídrico 1,5 M. Calcular la cantidad de ácido 1,5 M necesario para reacción completa.

CaCO3 + 2 HCl � CaCl2 + CO2 + H2O

Este factor permite transformar moles de HCl (soluto) en volumen de disolución usando la definición de molaridad.

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331mol Zn 2 mol HCl 36,5 g HCl 100,0 g ácido 1cm ácido

4,5 g Zn 12,2 cm ácido (disolución)65,37 g Zn 1mol Zn 1mol HCl 35,0 g HCl 1,18 g ácido

=

Podemos decir, entonces, que grosso modo las etapas esenciales son: • Ajustar la ecuación química • Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto • Convertir las masas a moles • Usar la ecuación química para obtener los datos

necesarios • Reconvertir las moles a masas si se requiere

AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS

1. Ajusta la reacción química Na2SO4 + BaCl2 →→→→ NaCl + BaSO4

a Na2SO4 + b BaCl2 → c NaCl + d BaSO4

Na: 2a = c S: a = d O: 4a = 4d Ba: b = d Cl: 2b = c Si asignamos a d el valor 1: d = 1, tendremos a = d � a = 1 b = d � b = 1 2b = c � 2 · 1 = c � 2 = c � c = 2 La ecuación ajustada es la siguiente: Na2SO4 + BaCl2 →→→→ 2 NaCl + BaSO4

2. Ajusta la reacción química FeS + O2 →→→→ Fe2O3 + SO2

Reactivos en disol ución (tanto por ciento en peso)

Una forma muy corriente de expresar la concentración de una disolución es en tanto por ciento en peso (masa). Si se pretende operar con volumen de disolución es preciso, además, conocer la densidad de la disolución Ejemplo: Se hacen reaccionar 4,5 g de zinc con ácido clorhídrico del 35% en peso y 1,18 g/cm3 de densidad. Calcular el volumen de ácido necesario para reacción completa.

2 H Cl + Zn � Zn Cl2 + H 2

Factor que convierte moles de HCl en gramos de HCl

El dato de densidad permite convertir gramos (masa) en cm3 (volumen) de disolución

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a FeS + b O2 → c Fe2O3 + d SO2 Fe: a = 2c S: a = d O: 2b = 3c + 2d Si asignamos el valor 1 → a = 1, quedará a = 2c � a / 2 = c � 1 / 2 = c � c = ½ = 0,5 a = d � 1 = d � d = 1 2b = 3c + 2d � 2b = 3 · 0,5 + 2 · 1 = 1,5 + 2 = 3,5 � b = 3,5 / 2 = 1,75 Para evitar números decimales, multiplicamos por cuatro todos los coeficientes: a = 1 ·4 = 4 b = 1,75 · 4 = 7 c = 0,5 · 4 = 2 d = 1 · 4 = 4 La ecuación ajustada es la siguiente: 4 FeS + 7 O2 →→→→ 2 Fe2O3 + 4 SO2

3. Ajusta la reacción química Al + H2SO4 →→→→ Al2(SO4)3 + H2 a Al + b H2SO4 → c Al2(SO4)3 + d H2

A : a = 2c H: 2b = 2d S: b = 3c O: 4b = 12c Si asignamos d = 1, quedará: 2b = 2d � b = d � b = 1 b = 3c � 1 = 3c � 1 / 3 = c � c = 1/3 a = 2 · c � a = 2 · 1/3 � a = 2/3 Si multiplicamos por tres todos los coeficientes para eliminar fracciones: a = (2/3) · 3 � a = 2 b = 1 · 3 = 3 c = (1/3) · 3 � c = 1 d = 1 · 3 = 3 La ecuación ajustada queda: 2 Al + 3 H2SO4 →→→→ Al2(SO4)3 + 3 H2

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AJUSTAR LAS REACCIONES QUÍMICAS SIGUIENTES:

1 H2+ O2 →→→→ H20

2 N2 + H2 →→→→ NH3

3 H2O + Na →→→→ Na(OH) + H2

4 KClO 3 →→→→ KCl + O2

5 BaO2 + HCl →→→→ BaCl2 + H2O2

6 H2SO4 + NaCl →→→→ Na2SO4 + HCl

7 FeS2 →→→→ Fe3S4 + S2

8 H2SO4 + C →→→→ H20 + SO2 + CO2

9 SO2 + O2 →→→→ SO3

10 NaCl →→→→ Na + Cl2

11 HCl + MnO 2 →→→→ MnCl2 + H20 + Cl

12 K2CO3 + C →→→→ CO + K

13 Ag2SO4 + NaCl →→→→ Na2SO4 + AgCl

14 NaNO3 + KCl →→→→ NaCl + KNO3

15 Fe2O3 + CO →→→→ CO2 + Fe

16 Na2CO3 + H2O + CO2 →→→→ NaHCO3

17 FeS2 + O2 →→→→ Fe2O3 + SO2

18 Cr2O3 + Al →→→→ Al2O3 + Cr

19 Ag + HNO3 →→→→ NO + H2O + AgNO3

20 CuFeS2 + O2 →→→→ SO2 + CuO + FeO

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SOLUCIONARIO REACCIONES QUÍMICAS

1 2 H2+ O2 →→→→ 2 H20

2 N2 + 3 H2 →→→→ 2 NH3

3 2 H2O + 2 Na →→→→ 2 Na(OH) + H2

4 2 KClO3 →→→→ 2 KCl + 3 O2

5 BaO2 + 2 HCl →→→→ BaCl2 + H2O2

6 H2SO4 + NaCl →→→→ Na2SO4 + HCl

7 3 FeS2 →→→→ Fe3S4 + S2

8 2 H2SO4 + C →→→→ 2 H20 + 2 SO2 + CO2

9 2 SO2 + O2 →→→→ 2 SO3

10 2 NaCl →→→→ 2 Na + Cl2

11 4 HCl + MnO2 →→→→ MnCl 2 + 2 H20 + 2 Cl

12 K2CO3 + 2 C →→→→ 3 CO + 2 K

13 Ag2SO4 + 2 NaCl →→→→ Na2SO4 + 2 AgCl

14 NaNO3 + KCl →→→→ NaCl + KNO3

15 Fe2O3 + 3 CO →→→→ 3 CO2 + 2 Fe

16 Na2CO3 + H2O + CO2 →→→→ 2 NaHCO3

17 4 FeS2 + 11 O2 →→→→ 2 Fe2O3 + 8 SO2

18 Cr2O3 + 2 Al →→→→ Al2O3 + 2 Cr

19 3 Ag + 4 HNO3 →→→→ NO + 2 H2O + 3 AgNO3

20 CuFeS2 + 3 O2 →→→→ 2 SO2 + CuO + FeO