METODOLOGIA:
1. REALIZAR UN RESUMEN DE CADA TEMATICA ESTUDIADA INCLUYENDO LOS VIDEOS
2. REALIZAR LOS EJEMPLOS PASO A PASO
3. CONSULTAR CON TEXTOS ESPECIALIZADOS LAS DUDAS SURGIDAS
4. COMPLEMENTAR CON LO QUE SE VEA EN CLASE
5. PRESANTAR BLOG TERMINADO FINALIZANDO MARZO 22 AL 26 EN EL CUADERNO DE QUIMICA
Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
Los tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base (Neutralización), combustión, solubilización, reacciones redox y precipitación. Desde un punto de vista de la física se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas: reacciones ácido-base (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones Redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos estudiarlas teniendo en cuenta que ellas pueden ser:Tipos de reacciones
Nombre Descripción Representación Reacción de síntesis Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo. A+B → AB 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 Reacción de desplazamiento o simple sustitución Un elemento reemplaza a otro en un compuesto. A + BC → AC + B 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
En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas. reactivos + productos características de la ecuación: 1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) ) 2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos. Estos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos. EJEMPLO: → luz solar 3. Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen + O2(g) → 2H2O (l) + 136 kcal 5. Si hay una delta sobre la flecha EJEMPLO: KCl + O2LA ECUACIÓN QUÍMICA
HCl + NaOH → NaCl H2O 6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
EJEMPLO:2H(g) 
indica que se suministra calor a la reacción;KClO3
- BALANCEO DE ECUACIONES
Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos
Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones :
1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN
Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.
EJEMPLO:
| N2 | + | H2 | → | NH3 |
En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.
| N2 | + | H2 | → | 2NH3 |
Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2reactante :
| N2 | + | 3H2 | → | 2NH3 |
La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.
2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:
| BALANCEO DE ECUACIONES | CAMBIO EN ELECTRONES | CAMBIO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN |
| Oxidación | Perdida | Aumento |
| Reducción | Ganancia | Disminución |
| Agente oxidante ( sustancia que se reduce) | Gana | Disminuye |
| Agente reductor ( sustancia que se oxida) | Pierde | Aumenta |
como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.
El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente :
(a) Se escribe la ecuación del proceso.Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.
| Mn+4O2-2 | + | H+1 Cl-1 | → | Mn+2Cl2-1 | + | Cl20 | + | H2+1O-2 |
(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.
| Mn+4 | + | 2e- | → | Mn+2 |
| 2Cl-1 | + | 2e- | → | Cl20 |
(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.
(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.
| MnO2 | + | 2HCl | → | MnCl2 | + | Cl2 | + | H2O |
(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.
| MnO2 | + | 4HCl | → | MnCl2 | + | Cl2 | + | 2H2O- |
EJEMPLO:
Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación
(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.
(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:
| N+5 | + | 3e- | → | N+2 | ( cambio de -3) | (2a) | ||
| S-2 | → | S0 | + | 2e- | ( cambio de +2) | (2b) |
(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3
| 2N+5 | + | 6e- | → | 6N+2 | (3a) | ||
| 3S-2 | → | 3S0 | + | 6e- | (3b) |
(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;
| 2HNO3 | + | 3H2S | → | 2NO | + | 3S | (4a) |
(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:
| 2HNO3 | + | 3H2S | → | 2NO | + | 3S | + | 4H2O | (4a) |
- ION ELECTRÓN
Los pasos de este método son los siguientes:
a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.
b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.
c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras . puede añadirse H2O y H+ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H2O en el miembro. Luego se emplean H+ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro .
d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al numero de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.
e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.
f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.
g) Simplificar los coeficientes.
EJEMPLO:
Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electron :
Cr2O7-2 | + | Fe+2 | → | Cr+3 | + | Fe+3 |
(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:
| Cr2O7-2 | → | Cr+3 | ( para el agente oxidante) | (1a) |
Fe+2 | → | Fe+3 | ( para el agente reductor) | (1b) |
(2) Se efectúa el balanceo de átomos . La semirreacción (1a) exige 7H2O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H+ a la izquierda para igualar los H+. La (1b) está balanceada en sus átomos:
| Cr2O7-2 | + | 14H+ | → | 2Cr+3 | + | 7H2O | (2a) |
| Fe+2 | → | Fe+3 | (2b) | ||||
(3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es +12 y en el lado derecho es +6; por tanto deben añadirse 6e- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:
| Cr2O7-2 | + | 14H+ | + | 6e- | → | 2Cr+3 | + | 7H2O | (3a) |
Fe+2 | → | Fe+3 | e- | (3b) | |||||
(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:
| Cr2O7-2 | + | 14H+ | + | 6e- | → | 2Cr+3 | + | 7H2O | (4a) |
6Fe+2 | → | 6Fe+3 | 6e- | (4b) | |||||
( 5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones: Cr2O7-2 + + → 2Cr+314H+ 6Fe+2 + 7H2O + 6Fe+3
EJERCICIOS PROPUESTOS
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 è a = 1 b = d è b = 1 2b = c è 2 · 1 = c è 2 = c è c = 2 La ecuación ajustada es la siguiente: Na2SO4 + BaCl2 ® 2 NaCl + BaSO4 2. Ajusta la reacción química FeS + O2 ® Fe2O3 + SO2 a FeS + b O2 ® c Fe2O3 + d SO2 Fe: a = 2c S: a = d O: 2b = 3c + 2d 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 4. Ajusta la reacción química Al + HCl ® AlCl3 + H2 a Al + b HCl ® c AlCl3 + d H2 Al: a = c H: b = 2d Cl: b = 3c 5. Ajusta la reacción química N2 + H2 ® NH3 Para ajustarla, a N2 + b H2 ® c NH3 N: 2a = c H: 2b = 3c 6. Ajusta la reacción química Na + H2O ® NaOH + H2(g) Para ajustar la reacción: a Na + b H2O ® c NaOH + d H2(g) Na: a = c H: 2b = c + 2d O: b = c
