SEMANA 4 REACCIÓN Y ECUACIÓN QUÍMICA QUÍMICA 2017

Presentación del tema: "SEMANA 4 REACCIÓN Y ECUACIÓN QUÍMICA QUÍMICA 2017"— Transcripción de la presentación:

1 SEMANA 4 REACCIÓN Y ECUACIÓN QUÍMICA QUÍMICA 2017

2 Semana 4 REACCIÓN Y ECUACIÓN QUÍMICA
Reacción química. Ecuación química. Partes e interpretación de símbolos. Manifestaciones de las reacciones. Tipos y ejemplos de reacciones de: Síntesis o combinación, Análisis o descomposición, Simple sustitución, Doble sustitución, Neutralización, Combustión Exotérmicas y endotérmicas Reversibles e irreversibles Balanceo de ecuaciones por el método del tanteo. Número de oxidación, reglas de asignación. Video Género: Sexo, Género y Equidad Laboratorio: Reacciones químicas

3 Reacción Química Es un cambio ó fenómeno químico en donde se observan manifestaciones que indican que los átomos de una sustancia se transformaron en una o más sustancias nuevas, con propiedades diferentes. Ej: El hierro en contacto con el oxígeno del aire se oxida y produce óxido color rojo café. Fe + O2 → Fe2O3

4 Ecuación Química Describe una reacción química por medio de Fórmulas Químicas que representan a los Reactivos y los Productos. Una ecuación química debe de cumplir la ley de Conservación de la Materia, por lo que debe balancearse (igualando el # de átomos en los Reactivos y Productos). Fe + O2  Fe2O3 Ya balanceada: 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3

5 Partes y símbolos de un Ecuación Química
Reactivos (átomos ó compuestos que reaccionarán) Productos (átomos ó compuestos que se formaron) Catalizador (altera la velocidad de reacción). Se coloca encima de la flecha. Se utilizan →, ↔, +, # coeficientes antes de la fórmula, # subíndices después del símbolo, estado físico (s), (l), (g) ó ↑,(ac), ∆, catalizador.

6 Manifestaciones de las reacciones (se perciben por los sentidos)
Cambio de color Cambio de temperatura Formación o desprendimiento de gas ó burbujas Formación de un sólido ó precipitado Cambio de pH Liberación de olor Producción de energía lumínica

7 Tipos de Reacciones Reacción de Síntesis ó Combinación A + B → AB
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) H2(g)+ Br2(g) → 2HBr(g) CaO(s) + CO2 (g) → CaCO3 (s)

8 Reacción de Análisis ó Descomposición
AB → A + B CaCO3 → CaO + CO2 2HgO → 2Hg + O2 2Al2O3(s) → 4Al(s) + 3O2(g) 2Cu(NO3)2 (s) → 2CuO(s) + 4NO2(g)+ O2(g)

9 Reacción de Sustitución simple ó Simple desplazamiento
A + BC → AC + B Fe(s) + CuSO4 (ac)→ FeSO4(ac) + Cu (s) Zn (s)+ 2HCl (ac) → ZnCl2 (ac) + H2 (g) Mg + 2 AgNO3 → Mg(NO3)2 + 2Ag

10 Reacción de Doble sustitución, Doble desplazamiento ó Metátesis
AB + CD → AD + CB AgNO3(ac) + NaCl (ac) →AgCl (s) + NaNO3(ac) Al2(SO4)3(ac) +6KOH(ac) → 2Al(OH)3(s) + 3K2SO4 (ac) CuO(s) + 2 HCl(ac) → CuCl2(ac) + H2O

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12 Reacción de Neutralización
ACIDO + BASE → AGUA + SAL HCl (ac) + NaOH (ac) → H2O + NaCl (ac) H2SO4 (ac) + 2KOH (ac)  K2SO4 (ac) + 2H2O Reacción de Combustión (compuestos con C,H,O que se queman) CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (g) + Energía C2H5OH(l) + O2(g)  2CO2 (g) + 2H2O(g) + Energía

13 Chapter 6, Unnumbered Figure 2, Page 208

14 Reacción Endotérmica H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) △H =+283 Kcal
Necesita energía y se representa en los reactivos con ∆, Kcal, Energía Ej: H2(g) + ½ O2(g) + ∆ → H2O H2(g) + ½ O2(g) Kcal → H2O (l) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) △H =+283 Kcal

15 Reacción Exotérmica Libera energía y se representa en los productos con ∆, Kcal, Energía. Ej: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+ 2 H2(g) + ∆ CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+ 2 H2(g) Kcal CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2H2(g) △H=-192Kcal

16 Reacción Irreversible
(se realiza solo en una dirección) A → B Reacción Reversible (se realiza en dos direcciones) Directa A → B A ⇄B Inversa A ← B CS2 (g) + 4 H2 (g) ⇄ CH4 (g) H2S (g)

17 Balanceo de Ecuaciones
Procedimiento utilizado para igualar el # total de átomos ó moléculas presentes en los Reactivos y los Productos, para que se cumpla la Ley de la Conservación de la Materia. Se balancea utilizando coeficientes que son # enteros que se escriben adelante de las fórmulas de los compuestos) NO SE DEBEN DE CAMBIAR LOS SUBÍNDICES DE LAS FÓRMULAS PARA BALANCEAR. Utilizaremos los métodos de TANTEO y REDOX

18 Balanceo por Tanteo No balanceada Fe + O2  Fe2O3
Se colocan coeficientes que igualen el # de átomos en los Reactivos y en los Productos en este orden: 1º Metales, 2º Nometales, 3º Hidrógenos, 4º Oxígenos Balanceada Fe + 3 O2  2 Fe2O3 (coeficiente de reactivos 4 y 3, de productos 2)

19 Ejercicios 1) NaOH + H2S → Na2S + H2O 2) KClO3 → KCl + O2 3) Mg(s) + N2 (g) → Mg3N2(s) 4) AgNO3+ BaCl2 → AgCl+ Ba(NO3)2 5) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 6) Cu(NO3)2 +Na2S → CuS+NaNO3 7) CH4 + O2 → H2O + CO2 8) BaCl2 + K2CO3 → BaCO3 + KCl

20 Número ó Estado de Oxidación
Es un número entero positivo ó negativo que se le asigna a cada átomo de un compuesto, ión ó elemento. Indica cuantos electrones gana, pierde ó comparten los átomo al enlazarse y formar un compuesto. Para asignar # de oxidación se siguen algunas reglas:

21 Reglas para asignar números de oxidación
1. Los elementos libres (que no forman compuestos) los diatómicos, tienen # de oxidación = 0 Ej: H2 (H= 0) Cl2 (Cl= 0) Zn (Zn= 0) Ag (Ag= 0) 2. El Hidrogeno en compuestos, # de oxid.= +1 (excepto en (HM) hidruros = -1) Ej: H2S (H 2+1 S-2) NH3 (N-3 H3+1) 3. El Oxigeno en compuestos, # de oxid.=-2 (excepto en (H2O2) peróxidos = -1) Ej: CO2 (C+4 O-22) SO3 (S+6 O-23)

22 4. Elementos con # de oxidación únicos. Los de
columna IA # oxid= +1; IIA # oxid= +2; IIIA # oxid= +3 5. La suma de todos los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto debe=0 Ej: H3BO3 (H=+1x3=+3) (B=+3x1=+3) (O=-2x3=-6) (+3+3-6= 0) 6. Para un ión monoatómico su # oxid=su carga Ej: Na+(Na=+1) Ca+2(Ca=+2) S-2(S=-2) Cl-(Cl=-1)

23 7. En un ión poliatómico, la suma de los # de oxidación de todos sus átomos debe ser igual a la carga del ión. Ej: (PO4)-3 (P=+5) (O=-2x4=-8); (+5-8=-3) 8. Para compuestos binarios XxYy, el subíndice x es la carga de Y. El subíndice y es la carga de X Ej: Fe2S3 (Fe=+3 ; S=-2) PCl 5 (P=+5 ; Cl=-1)

24 9. Si un no-metal es de columna par, puede trabajar principalmente con # de oxidación pares, que no sean mayores a su número de columna. Si es de columna impar trabaja con # de oxidación impares que no sean mayores a su # de la columna.

25 Ejemplos:

26 Ejemplos de asignación de # de oxidación:
H2SO H= O=-2  S= +6 H2SO H= O=-2  S= +4 HClO H= O=-2  Cl=+7 Ni2(CO3) Ni=+3 y todo el CO3= -2 Entonces C= O=-2

27 Asignar el # de oxidación para cada átomo de los compuestos
Cu (NO3)2 Cu N O PbO2 Pb KMnO4 K Mn NO2- KClO3 Cl Na2SO4 Na S Co (OH)2 Co H Fe3 (PO4)2 Fe P