Reacción y Ecuación Química

Presentación del tema: "Reacción y Ecuación Química"— Transcripción de la presentación:

1 Reacción y Ecuación Química
Semana 4 – 2018 Isabel Fratti de del Cid Diseño de diapositivas, imágenes e ilustraciones cortesía de Licda: Lilian Guzmán.

2 Reacción Química 4 Fe (s) + 3 O2 (g)  2 Fe2O3 (s)
En una reacción uno o mas elementos o compuestos reaccionan para formar uno o mas elementos o compuestos con características y propiedades diferentes. Es decir ocurre un cambio químico. Ejemplo: Oxidación del Hierro 4 Fe (s) O2 (g)  2 Fe2O3 (s) (sólido gris) ( gas incoloro) (Sólido café-anaranjado) Note: los átomos se mantienen en número igual, pero formando compuestos diferentes.

3 Manifestaciones de una reacción química
Entre los cambios detectables se pueden dar: Liberación de gas * Cambio de color * Formación de precipitado* Cambio de temperatura * Cambio de pH Liberación de olor * * Estas pueden percibirse a través de nuestros sentidos(tacto, olfato, vista)

4 Una reacción química corresponde a un cambio Quimico o Fenómeno Quimico, ya que las sustancias formadas poseen propiedades físicas y químicas diferentes. En una reacción química ordinaria, la identidad de los átomos no cambia. ( Es decir el número de protones en el núcleo no CAMBIA) . Los electrones si pueden afectarse ya que pueden compartirse o transferirse de un átomo a otro, afectándose la carga de la partícula y su número de oxidación. Los electrones que participan en éstos cambios generalmente son los electrones de valencia. Una reacción química se puede representar a través de una ecuación química.

5 Ecuación Química Es la representación de una reacción química, usando símbolos y formulas de los reactivos usados y los productos formados . En ésta podemos indicar al pie de los símbolos y fórmulas el estado físico en el que se encuentran al momento de reaccionar y formarse. Como una ecuación es una identidad: debe balancearse de modo que la cantidad de átomos participantes sea igual del lado de los reactivos y productos.

6 REACTIVOS PRODUCTOS A + B → C + D Partes de una Ecuación
Elementos ó compuestos que van a participar en la reacción ( se colocan del lado izquierdo) PRODUCTOS Son las sustancias que la reacción produce ( se colocan del lado derecho)

7 Catalíticos o catalizadores
En algunos casos las reacciones requieren de un catalítico o catalizador par que la reacción ocurra más rápido. Pt C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g) El Pt actúa como catalizador CATALIZADOR Es una sustancia que altera la velocidad de la reacción sin ser consumido en la reacción. La mayoría de las reacciones NO requiere catalíticos. Si una reacción requiere agente catalítico, esta sustancia se coloca generalmente sobre la flecha de la reacción.

8 Símbolos usados en las ecuaciones y sus significados
Una flecha sencilla entre reactivos y productos (→) indica que la reacción es irreversible. CuO (s) + 2HCl (ac)  CuCl2 (ac) + H2O (l) Una doble flecha (⇄), indica que la reacción es reversible. 2 NH3 (g) ⇄ N2(g) + 3 H2 (g) Nota : al pie de las fórmulas o símbolos de las sustancias participantes, puede indicarse el estado físico en el que se hallan o se producen las sustancias participantes. En la próxima diapositiva se indica la simbología más usada.

9 (g) Gas o estado gaseoso ( del lado de los productos indica liberación de gas) (l) Líquido (s) Sólido ( del lado de los productos, indica formación de precipitado, es decir el producto formado es poco soluble en agua) (ac) (aq) Solución Acuosa del lado de los productos nos indica que el producto formada es soluble en agua. () Si el producto es un gas ( simbología poco usada) () Si el producto es un precipitado ( simbología poco usada) (∆) Calor: a) Si se escribe sobre las flechas o al lado derecho, indica que la reacción es exotérmica . b) Escrito a la izquierda indica que la reacción es endotérmica)

10 Tipos de Reacciones Reacciones de Síntesis o Combinación A + B → AB
Reaccionan dos o más sustancias y se obtiene un solo producto. La forma general de éstas reacciones es : Ejemplos : 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) H2(g)+ Br2(g) →2HBr(g) CaO (s) + CO2 (g)  CaCO3 (s) * *Proceso natural de la formación de la piedra caliza. A + B → AB

11 Síntesis y combinación

12 Reacción de Análisis o Descomposición
Reacción en la que un solo compuesto se descompone en 2 o más sustancias simples o compuestos.Este tipo de reacción se representa : Ejemplo : CaCO3 (s) → CaO(s) + CO2(g) 2HgO (s) → 2Hg (S) + O2 2Al2O3(s) →4Al(s) + 3O2(g) 2 Cu (NO3)2 (s)  2 CuO(s) + 4NO2(g)+ O2(g) A B → A + B

13 Análisis o descomposición

14 Reacción de Sustitución simple o Simple Desplazamiento
Reacción en la cual un elemento desplaza a otro elemento en un compuesto . Representación Ejemplos : Fe(s) + CuSO4 (ac)→ FeSO4(ac) + Cu (s) Zn (s)+ 2HCl(ac) → ZnCl2 (ac) + H2 (g) Mg + 2 AgNO3 → Mg(NO3)2 + 2Ag A+ BC → AC +B

15 Simple desplazamiento

16 Reacciones de Doble sustitución, doble desplazamiento o Metátesis
Reacción donde un elemento de un compuesto, sustituye a otro elemento en otro compuesto, Por lo tanto los reactivos y los productos siempre son sustancias compuestas. Representación Ejemplos: AgNO3(ac) + NaCl (ac) →AgCl (s) + NaNO3(ac) Al2(SO4)3 (ac) + 6 KOH (ac) → 2Al(OH)3(s) + 3 K2SO4 (ac) CuO(s) + 2 HCl(ac) → CuCl2(ac) + H2O AB+ CD → AD + CB

17 Reacciones de Doble sustitución o Metátesis

18 Reacciones de Neutralización
En esta reacción uno de los reactivos es un ácido y el otro es una base, los productos generalmente son una sal y agua. Pertenecen a las reacciones de doble desplazamiento. Representación HCl (ac) + NaOH (ac) → H2O + NaCl (ac) Acido Base Agua sal H2SO4 (ac) + 2KOH (ac)  K2SO4 (ac) + 2H2O ACIDO + BASE → AGUA + SAL

19 Reacciones de Combustión
Los compuestos que contienen Carbono, Hidrógeno como mínimo y otros elementos arden con el aire (consumiendo Oxígeno) y forman CO2* +H2O +energía La gasolina en los automotores al quemarse es un ejemplo de combustión, igual que el gas en las estufas. * Se forma cuando hay suficiente oxígeno disponible. Ejemplo combustión del metano y el Etanol: CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (g) + Energía C 2 H5OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) H2O ( g) + Energía

20 Se pueden indicar de las siguientes formas:
REACCIÓN ENDOTERMICA Estas reaccionan necesitan energía, ya que la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos ( generalmente la energía se les da en forma de calor, por eso el laboratorio se indica: caliente en baño Maria, estufa, mechero). El valor de △H tiene un signo positivo (+) . Se pueden indicar de las siguientes formas: H2(g) + ½ O2(g) +283 Kcal → H2O (l) H2(g) + ½ O2(g) → H2O (l) △H =+283 Kcal H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l)

21 REACCIÓN EXOTERMICA En éstas se libera energía ya que la energía de los reactivos es mayor que la energía del producto. El calor o la energía fluye afuera del sistema ,hacia los alrededores. En el laboratorio, se siente que el tubo de ensayo se pone caliente o se genera luz o llamas. El valor △H tiene un signo negativo(-). Pueden representarse así: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2O(g) Kcal CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2O(g) △H= -192Kcal CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g)+2 H2O(g) + calor

22 REACCIONES REVERSIBLES
Pueden realizarse en una u otra dirección. Reacción directa : A → B ( hacia la derecha) Reacción inversa: A  B ( hacia la izquierda) También pueden representarse con una Doble flecha que apunta en ambas direcciones (⇄) para indicar que la reacción es reversible. CS2 (g) + 4 H2 (g) ⇄ CH4 (g) H2S (g) A ⇄ B

23 Balanceo de Ecuaciones
Este procedimiento, consiste en buscar los coeficientes ( Números enteros en su mayoría que se colocan delante de la formula ó símbolos de las sustancias participantes) que permiten que en una ecuación química se hallen exactamente el mismo número de átomos a cada lado de la ecuación .

24 A- Ecuación NO balanceada: NH3  N2 + H 2
Ejemplos: A- Ecuación NO balanceada: NH3  N2 + H 2 Balanceada : 2 NH3  N H 2 Los coeficientes que balancean la ecuación: Del lado de los reactivos : 2 Del lado de los productos: 1, 3 Nota: para balancear una ecuación NO deben modificarse los subíndices, solo pueden modificarse los coeficientes.

25 Métodos para balancear una ecuación
Existen varias formas entre ellas : A- Método Algebraico ( no se verá) B- Método del ión electrón ( no se verá ) C- Método Redox ó de Oxido-Reducción ( se verá sem.5) D- Balanceo por tanteo( se verá sem.4)

26 Balanceo por Tanteo Se coloca el coeficiente delante de cualquiera de las fórmulas ó símbolos de las sustancias participantes , hasta lograr igualar el Número de cada átomo en el lado de reactivos y productos. Se recomienda seguir el siguiente orden al balancear la ecuación : 1) METALES 2) NO METALES 3)HIDROGENOS 4)OXIGENOS

27 Ejercicios: Balancee por tanteo las siguientes ecuaciones.
NaOH + H2S → Na2S + H2O KClO3 → KCl + O2 Mg(s) + N2 (g) → Mg3N2(s) AgNO3+ BaCl2 → AgCl+ Ba(NO3)2 Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 Cu(NO3)2 +Na2S → CuS+NaNO3 CH4 + O2 → H2O + CO2 BaCl2 + K2CO3 →BaCO3 + KCl

28 NÚMERO Ó ESTADO DE OXIDACIÓN
Es un número que se le asigna a los átomos presentes en un compuesto ó en estado elemental, o también a iones. Reglas para asignar números de oxidación A todo elemento no combinado o unido consigo mismo se le asigna un número de oxidación de cero. H2 : H= Cl2 : Cl = Zn : Zn = Ag : Ag = 0

29 Cargas totales  +2 cargas totales  +3
2-El Hidrógeno en la mayoría de sus compuestos, se le asigna un numero de Oxidación de +1. Excepción Hidruros ( Hidrógeno + Metal) en cuyo caso el Hidrógeno se le asigna, -1. Estos casos NO se verán durante el curso. Recordar que si está en forma de H 2 , se le asigna 0. Ejemplo: Asigne los números ó estados de oxidación del H y S en el H2S y en el NH3 : Cargas totales  cargas totales  +3 H2S : H 2+1* S -2* NH3 : N -3* H 3+1* * Números de oxidación asignados en los compuestos anteriores H: S: N: -3 :

30 En el resto de sus compuestos se le asigna -2.
El Oxígeno en la mayoría de sus compuestos , se le asigna un número de oxidación -2. Excepción : Peróxidos, donde se le asigna -1. Ejemplo: H2O2 : H O H : O: -1 En el resto de sus compuestos se le asigna -2. Cargas totales del oxígeno -4 entonces el C = +4 CO C +4 O C: O: -2 cargas totales del oxigeno  - 6 entonces el S = +6 SO S +6 O -2 3

31 Ej: PO4 -3 : O = -2 x 4 = -8 ; P = +5 Total carga = -3
3-Para las siguientes familias, el número de oxidación predominante al combinarse: Columna IA No. de oxidación = + 1 Columna IIA No. de oxidación = + 2 Columna IIIA No. de oxidación = + 3 Excepción : Ta : +1, +3 El Flúor siempre que forma compuestos con átomos diferentes se le asigna Número de oxidación -1. 4-En un compuesto, la suma de todos los números de oxidación es cero. Ej: H3BO H= B= O= -2 5-En un ión poli atómico, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a la carga del ión. Ej: PO4 -3 : O = -2 x 4 = -8 ; P = +5 Total carga = -3 ( +5) + (-8) = -3

32 Na + : Na = +1 Ca +2 : Ca : +2 S -2 : S = -2 Cl - : Cl = -1
6-A todos los iones monoatómicos se les asigna números de oxidación iguales a la carga de los iones en esos compuestos : Na + : Na = +1 Ca +2 : Ca : +2 S : S = Cl - : Cl = -1 7- Para compuestos binarios de la siguiente forma: AxBy : si X es diferente de Y ( , El número de Oxidación de A será «y» y el de B será «X» Se le debe colocar signo positivo al átomo de menor electronegatividad y signo negativo al de mayor electronegatividad: Ejemplo : Fe2S3 : Fe = S = -2 PCl 5 : P = Cl = -1

33 Si el elemento se halla en columna par, puede presentar principalmente números de oxidación pares, que no sobrepasen su número de columna. Igual los de columnas impares. Elemento No. Columna Nos. Oxidación más comunes C IV (par) ± 2,4 S VI ( par) ± 2, 4, 6 As V ( impar) ± 3, 5 Cl VII ( impar ) ± 1,3,5,7

34 Recordar que: Para encontrar los números de oxidación de los elemento en un compuesto ,BASESE en las normas vistas, NO es necesario recurrir a la tabla periódica pues alli no encontrará todos: Por ejemplo :No aparece el -1, que posee el oxígeno en los peróxidos, ni el 0 ( cero) que se le asigna a los elementos No combinados ó combinados con ellos mismos. Casi siempre el compuesto poseerá elementos con múmeros de oxidación conocidos, los cuales le servirán de base para encontrar los otros.

35 Ejemplos: H2SO H= O= -2  S = +6 H2SO H= O= -2  S = +4 HClO H = O= -2  Cl = +7 Ni 2 ( CO3 ) Ni = y todo el CO 3 = -2 Entonces C = O = -2 .

36 Determine los números de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos ó iones.
Cu ( NO3 ) 2 Cu : N O PbO2 Pb: O: KMnO4 K: Mn: NO 2 - KClO3 Cl: Na2SO4 Na: S: Co (OH)2 Co: H: Fe 3 (PO4) 2 Fe: P

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