Año: 2020 Guía N: 7 Área: REACCIONES Y ECUACIONES … · 2020. 10. 17. · descomposición, y...
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Año: 2020 Guía N: 7 REACCIONES Y ECUACIONES
QUÌIMICAS .
Grado: ONCE
Área: Ciencias Naturales y Medio
Ambiente
Asignatura: QUÍMICA
Docente (s): JAIME JOSÉ MAYA TOBAR TIEMPO: 20 DÍAS
Hacer una lectura y repaso metódico-analítico de cada uno de los contenidos contemplados en la presente guía de estudio, que le permitirán entender los mecanismos por los cuales se forman las sales tanto neutras, ácidas, básicas y dobles, así como, la importancia de las fórmulas químicas en la representación de las diversas sustancias.
Desarrollar el taller de aplicación de la teoría estudiada, justificando debidamente cada una de las respuesta
CRITERIOS DE EVALUACIÓN: puntualidad al reportar asistencia; participación activa, disposición, voluntad e interés en cada una de las asesorías; justificación a cada una de las preguntas del taller de aplicación práctica; envío del taller por correo electrónico, whatsApp o en medio físico, respetando el cronograma fijado por coordinación académica.
REACCIONES QUÍMICAS
1. CONCEPTO
Es el procese químico por el cual unas sustancias, llamadas reactivos,
se transforman en otras, llamadas productos. Las reacciones químicas
se caracterizan por un cambio de las propiedades de los cuerpos
reaccionantes, una variación de energía en el transcurso del proceso.
Link de apoyo:
https://www.youtube.com/watch?reload=9&v=dtTi_xUeBlY
2. CLASES DE REACIONES
Según las transformaciones que se suceden, se pueden considerar las
siguientes clases de reacciones:
2.1 Reacciones de combinación o síntesis
Son aquellas en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Su ecuación general es:
A + B C
Ejemplos:
4B + 3O2 2B2O3
SO2 + H2O H2SO3
H2 + Cl2 2HCl
2.2 Reacciones de descomposición
Denominadas también de análisis, ocurren cuando una sustancia se
descompone para formar otra u otra más simples.
Su ecuación general es:
AB A + B
Ejemplos:
2NaClO3 2NaCl + 3O2
CaCO3 CaO + CO2
2H2O 2H2 + 2O2.
2.3 Reacciones de desplazamiento
En este tipo de reacciones, un elemento desplaza a otro de un compuesto. El elemento sustituido es el más débil o menos activo
químicamente. Generalmente ocurre en solución acuosa y obedecen a
la ecuación general:
A + BC AC + B
Ejemplos:
2K + 2H2O 2KOH + H2
Mg + FeSO4 MgSO4 + Fe
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
Los siguientes metales aparecen en orden decreciente de actividad química: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H) Cu,
Hg, Ag, Au:
Ejemplo
Si se trata de combinar: Ag +ZnSO4 no hay reacción, porque la plata es menos activa que el zinc.
Un no metal reemplaza a otro menos activo, en este caso la actividad
está relacionada con la habilidad de ganar electrones y formar iones negativos.
Ejemplo:
Cl2 + 2NaBr 2NaCl + Br2
I2 + NaCl no hay reacción: el I es menos activo
que el Cloro
Br2 + 2NaI 2NaBr + I2
2.4 Reacciones de intercambio o doble desplazamiento
Se realizan por reacción de dos compuestos que intercambian
elementos y se producen dos nuevos compuestos. Su fórmula general
es:
AB + CD AC + BD
Ejemplos:
Na+ Cl- + Ag+ NO3- NaNO3 + AgCl
Al+3 PO4-2 + H+ I- H3PO4 + Al I3
Na2+CO3
-2 + Ba+2Cl2- BaCO3 + NaCl
2.5 Reacciones de neutralización
Ocurren cuando un ácido reacciona con una base para formar sales y
agua. Su reacción general es:
AB + CD AC + BD
Ejemplo:
Al (OH)3 + H2SO2 Al2 (SO4)3 + H2O
K OH + HCl KCl + H2O
NH4 OH + H2S (NH4)2 S + H2O
Todas las reacciones se pueden clasificar en dos grandes grupos:
Reacciones sin transferencia de electrones, o sea aquellas que
presentan una redistribución de los átomos y por lo tanto no hay
cambio en el número de oxidación; como las reacciones de doble
desplazamiento o las de neutralización.
Reacciones de óxido reducción o redox, en las cuales hay cambio
en el número de oxidación de los reactivos y productos. A este
grupo pertenecen las reacciones de combinación o síntesis, de
descomposición, y las de desplazamiento o sustitución.
3. BALANCE DE REACCIONES
Para balancear las ecuaciones químicas, existen tres métodos que son los más utilizados: Tanteo o ensayo y error, Algebraico y Oxidación
reducción (redox). Toda reacción química debe ser balanceada, con el
fin de cumplir la ley de la conservación de la masa.
Link de apoyo:
https://www.youtube.com/watch?v=wchcpkqNB4Y.
3.1 Método de tanteo
Este método consiste en colocar coeficientes numéricos a la izquierda
de cada sustancia hasta tener igual número de átomos tanto en los
reactivos como en los productos. Para que el meto funcione se debe seguir la siguiente norma: primero se balancea el metal, luego el no
metal, a continuación el oxígeno y por último, el hidrógeno. Se
simplifica cuando es necesario.
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación por el método del tanteo.
Al (OH)3 + H2SO4 Al2 (SO4)3 + H2O
Solución
Balancear metales (en este caso Al)
2Al (OH)3 + H2SO4 Al2 (SO4)3 + H2O
Balancear no metales (en este caso S)
2Al (OH)3 + 3H2SO2 Al2 (SO4)3 + H2O
Balancear oxígeno e hidrogeno
2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al2 (SO4)3 + 6 H2O
Respuesta:
2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al2 (SO4)3 + 6 H2O
3.2 Método algebraico
Consiste en asignar coeficientes literales como incógnitas a las
moléculas de una ecuación química dada. En la práctica de este método se plantean y resuelven ecuaciones algebraicas cuyas incógnitas son
los coeficientes buscados.
Ejemplo:
Balancear por el método algebraico la siguiente ecuación:
HNO3 + H2S NO + S + H2O
Solución
Asignamos incógnitas a cada una de las moléculas
aHNO3 + bH2S c NO + d S + e H2O
Planteamos una ecuación para cada elemento con la incógnita.
Para el H: a + 2b = 2e (1)
Para el N: a = c (2)
Para el O: 3a = c + e (3)
Para el S: b = d (4)
Resolvemos las ecuaciones escogiendo la más sencilla con la incógnita que más se repita en las demás y permita desarrollarlas al asignarle
números enteros. Entonces:
Remplazando en la ecuación (2) a = c
a =1 c = 1
Remplazando en la ecuación (3)
3a = c + e
3.1 = 1 + e
3-1= e
2 = e
Remplazando en la ecuación (1)
a + 2b = 2e
1 + 2b = 2.2 2b = 4 – 1
b = 3/2
Remplazando en la ecuación (4)
b = d 3/2 = d
Multiplicamos por 2 todos los valores de las incógnitas para
obtener números enteros.
a = 1 x 2 = 2
b = 3/2 x 2 = 3 c = 1 x 2 = 2
d = 3/2 x 2 = 3
e = 2 x 2 = 4
Sustituimos las incógnitas por sus valores en la ecuación general.
Así:
2 HNO3 + 3H2S 2NO + 3S + 4H2O
Se verifica si la ecuación queda balanceada; se simplifica
Respuesta:
2 HNO3 + 3H2S 2NO + 3S + 4H2O
3.3 Método de oxidación reducción
3.3.1 Oxidación
Es la perdida de electrones, o un aumento en el número de oxidación
de un elemento hacia un valor más positivo.
Ejemplo:
Zn° - 2e- Zn+2
3.3.2 Reducción
Es la ganancia de electrones, o una disminución en el número de
oxidación de un elemento hacia un valor menos positivo.
S° + 2e- S+2
Estos dos procesos se pueden ilustrar en el siguiente diagrama
-7-6 -5 -4 -3-2 -1-0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
3.3.3 Agente oxidante
Es el elemento o compuesto que produce la oxidación es decir, aquel
capta electrones para reducirse. Los no metales se comportan como
oxidantes. Este carácter aumenta al crecer la afinidad electrónica. Los
halógenos y el oxígeno son agentes oxidantes muy fuertes.
3.3.4 Agente reductor
Es el elemento o compuesto que produce la reducción es decir, aquel
que pierda o cede electrones para oxidarse. Los elementos metálicos
son reductores.
3.3.5 Sustancia oxidada
Es la que sufre el fenómeno de oxidación
3.3.6 Sustancia reducida
Es la que sufre el fenómeno de reducción.
Las reacciones de oxidación reducción ocurren forma
simultánea. Toda reacción de oxidación está acompañada de
una de reducción. Estas reacciones se llaman comúnmente
REDOX (reducción oxidación). Ejemplo, determinar en la
siguiente reacción, sustancias oxidada y reducida; agente oxidante y reductor.
Zn° + S° Zn+2 S-2
Los números colocados encima de cada elemento
representan su estado de oxidación.
El zinc, para adquirir carga positiva + 2, debe perder dos
electrones, o sea el Zn es la sustancia oxidada.
El azufré para disminuir en su estado de oxidación de cero a
–2, debe ganar dos electrones, por lo tanto el S es la sustancia
reducidas.
El agente oxidante es el S que captura los dos electrones del
Zn oxidándolo.
El agente reductor es el Zn que cede sus electrones al azufre
reduciéndolo.
3.3.7 Balance de ecuaciones redox
La igualación de ecuaciones de oxidación reducción se puede realizar
mediante dos métodos.
3.3.7.1 Método del número de oxidación
En este mecanismo de igualación es conveniente seguir los siguientes
pasos:
Se escribe la ecuación completa
PbS + H2O2 PbSO4 + H2O
Se asigna los números de oxidación a cada átomo
Pb+2 S-2 + H+2 O-
2 Pb+2 S+6 O4-2 + H+
2O-2
Se analiza la variación en los números de oxidación y
solamente se tiene en cuenta los elementos cuyo número de oxidación cambia y se determina la sustancias oxidada,
reducida, el agente oxidaste y reductor.
PbS-2 + H2O2- Pb+2 S+6 O4
-2 + H+2O-2
Sustancia oxidada: PbS
Sustancia reducida: H2O2
Agente oxidante: H2O2 Agente oxidante: PbS
Se calcula el cambio de electrones por cada átomo. Estos
cambios se simbolizan con flechas. Si los electrones son
tomados, la flecha se dibuja en dirección a él si son cedidos la flecha se dibuja hacia a fuera.
Pb S-2 + H2O2-1 Pb S+6 O4 + H2O-2
El S-2 pasa a S+6 significa que cada 8 electrones. El O-1 pasa a O-2, significa que gano un electrón.
Se determina el número de electrones que cede o gana toda
la molécula, teniendo en cuenta el número de átomos.
Pb S-2 + H2O2
-1 Pb S+6 O4 + H2O-2
Como el número de electrones ganados debe ser igual al
número de electrones perdidos. Es recomendable cruzar los
productos y escribirlos entre paréntesis.
Pb S-2 + H2O2-1 Pb S+6 O4 +H2O-2
Los números escritos entre paréntesis, se asignan como
coeficientes a las moléculas respectivas.
2Pb S + 8H2O2 PbSO4 + H2O
Se termina de balancear la ecuación por el método de tanteo
2Pb S + 8H2O2 2PbSO4 + 8H2O
Se simplifica la ecuación cuando es necesario, es decir,
cuando resulta coeficientes simplificables.
Pb S + 4H2O2 PbSO4 + 4H2O
3.3.7.2 Cambio del número de oxidación en tres o más elementos
Es conveniente seguir las siguientes recomendaciones:
* Si en una molécula, hay dos átomos que pierden electrones: 3, 2,
se suman todos los electrones perdidos en la molécula: 5
* Si en una molécula un átomo gana y otro pierde electrones: 2, 7,
se resta y la flecha se dibuja en la dirección que tenga el número
mayor: 5.
*Cuando las ganancias y pérdida de electrones se presenta en
moléculas diferentes, se efectúan las operaciones respectivamente.
Así:
A + B + C
2 5 2 3 3 8
3 5 5 (8)
8 (5)
Los números entre paréntesis, se asignan a las moléculas respectivas.
Por lo tanto:
5A + 5B + 8C
Ejemplo:
Balancear por oxidación reducción la ecuación
Cr2S3 + Mn (NO3)2 + Na2CO3
NO + CO2 + Na2CrO4 + Na2MnO4 + Na2SO4
Solución
Los números de oxidación que cambia son
Cr2S3 + Mn (NO3)2 + Na2CO3
NO + CO2 + Na2CrO4 + Na2MnO4 + Na2SO4
Cambio de electrones por átomo y por molécula
Cr2S3 + Mn (NO3)2 + Na2CO3
Asignación de coeficientes y balance por tanteo
2Cr2S3 +30 Mn(NO3)2 + 40Na2CO3
60NO+40CO2+4Na2CrO4+30Na2MnO4 + 6Na2SO4
La ecuación es simplificable por lo que su expresión final correcta es:
Respuesta:
Cr2S3 +15Mn(NO3)2 +20 Na2CO3
30NO+20CO2+2Na2CrO4+15Na2MnO4 + 3Na2SO4
3.3.7.2 método del ion – electrón
Este método se aplica en reacciones iónicas de óxido reducción. En
este método se siguen las siguientes reglas de igualación:
Ejemplo:
Balancear por el método del ion – electrón en medio ácido la ecuación:
HNO3 + HBr NO2 + Br2 + H2O
Solución
Se determina los estados de oxidación para cada uno de los
átomos y se identifican al agente oxidante y reductor.
HNO3 + HBr NO2 + Br2 + H2O
Sustancia oxidación: HBr
Sustancia reducida: HNO3
Agente oxidante: HNO3
Agente reductor: HBr
Se separa lo iones que contengan el agente oxidante y
reductor en ecuaciones parciales para cada uno.
NO3 NO2
Br Br2
Se iguala cada ecuación parcial en cuanto al número de
átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras, se
añade al miembro deficiente en oxígeno tantas moles de agua
como oxígenos falten; al miembro deficiente en hidrógeno se suman tantos hidrogeniones H, como cuantos hidrógenos
falten. Si la solución es básica, se utiliza el OH.
NO3 + 2H NO2 + H2O
2Br Br2
La reacción de oxidación se multiplica por el número de
electrones de la reacción de reducción y viceversa, con el fin
de igualar la carga eléctrica de modo que los electrones perdidos sean iguales a los ganados.
2 (NO3 + 2H +1e- NO2 + H2O) =
2NO3 + 4H + 2e- 2NO2 + 2H2O
1(2 Br - 2e- Br2) =
2Br - 2e Br2
Se suman las dos semireacciones. En la ecuación resultante
reducir los términos semejantes de ambos miembros y se
simplifica si es posible.
2NO3 + 4H + 2 e- 2NO2 + H2O
2 Br - 2 e- Br2
2NO3 + 2Br + 4H 2NO2 + Br2 + 2H2O
Balancear en medio básico por el método del ion – electrón
P4 + ClO PO4 + Cl
Solución:
Se sigue igual procedimiento al medio ácido, por al final, se suman
tanto en los reactivos como en los productos, un número de OH igual
al de H presentes en la ecuación balanceada. Por lo tanto.
Semiecuaciones
P4 PO4 Para la sustancia oxidada
ClO Cl Para la sustancia reducida
Igualación en cuanto el número de átomo
P4 + 16 H2O 4PO4 + 32H
ClO + 2H Cl + H2O
Igualación de la carga eléctrica
2 (P4 + 16H2O – 5e- 4 PO4 + 32H) =
5 (ClO + 2H – 2e- Cl + H2O) =
2 P4 + 32H2 O – 10 e- 8PO4 + 64 H
5 ClO + 10 H – 10e- 5Cl + 5 H2O
Sumando y reduciendo términos semejantes
2P4 + 32H2O - 10 e- 8PO4 + 64 H
5CLO + 10H + 10 e- 5Cl + 5H2O
2P4 + 5ClO + 27H2O 8PO4 +5Cl + 54H
Sumamos a ambos miembros un número de OH igual al de H
presentes en la ecuación balanceada.
2P4 + 5 ClO + 27H2O + 54OH 8PO4 + 5Cl + 54H + 54OH
Por último, se asocian los H y los OH formando igual número de
moléculas de agua y se reducen con las H2O presentes en el balance inicial.
2P4 + 5ClO + 27H2O + 54OH 8PO4 + 5Cl + 54H2O
Respuesta:
2P4 + 5ClO + 54OH 8PO4 + 5Cl + 27H2O
TALLER DE APLICACIÓN PRÁCTICA
Conteste las siguientes preguntas de selección múltiple con única
respuesta y justifíquelas debidamente.
Conteste las preguntas 1 a 7 con base en la siguiente información: Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción
química. Las siguientes expresiones generales representan los tipos de
reacciones:
A +B AB (combinación o síntesis)
AB A + B (descomposición o análisis)
A + BC AC + B (desplazamiento)
AB + CD AC + BD (doble desplazamiento)
Si se tienen los siguientes átomos:
Átomo K Átomo L Átomo M Átomo N
Al combinar estos átomos se obtienen las siguientes reacciones
químicas:
A. + +
B. +
C. +
D. + +
De las ecuaciones anteriores, se puede afirmar que:
1. Ocurren por síntesis y análisis respectivamente las
ecuaciones:
A. A y D
B. D y C
C. B y C
D. A y B
2. Ocurren por desplazamiento y doble desplazamiento
respectivamente las ecuaciones:
A. D y C
B. A y B
C. B y C
D. A y D
3. La ecuación química:
Ca (OH)2 + H3PO4 Ca3 (PO4)2 + H2O Representa una reacción química de: A. Desplazamiento.
B. Neutralización.
C. Doble desplazamiento.
D. Síntesis.
4. La ecuación química:
MgO + H2O Mg (OH)2 Representa una reacción química de: A. Neutralización.
B. Síntesis.
C. Desplazamiento.
D. Análisis.
5. La ecuación química:
Cu (NO3)2 CuO + NO2 +O2 Representa una reacción química de: A. Doble desplazamiento.
B. Síntesis.
C. Desplazamiento.
D. Descomposición.
6. La ecuación química:
CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu Representa una reacción química de: A. Doble desplazamiento.
B. Análisis.
C. Desplazamiento.
D. Síntesis.
7. De los siguiente esquemas, el que representa una reacción
química que cumple con la ley de la conservación de la
masa:
A. - + +
B. - + - - - +
C. - + - - - - + -
D. - + - - - +
8. Se tienen las siguientes ecuaciones:
k. NaNO3 + K KNO3 + Na. L. Mg (OH)2 + H2SO4 2MgSO4 + H2O M. NH4Cl HCl + 2NH3
N. 2H2 + Cl2 2HCl Podemos asegurar, que la reacción química que está planteada de acuerdo con la ley de la conservación de la masa es: A. K
B. N
C. M
D. L
9. Para obtener arsenito ácido férrico, se hacen reaccionar
hidróxido férrico y ácido arsenioso según la ecuación:
Fe (OH)3 +H3AsO3 Fe2 (HAsO3)3 + H2O Los coeficientes que por el método del tanteo satisfacen la ley de la conservación de la masa son: A. 2, 3, 2, 6
B. 2, 1, 2, 4
C. 2, 3, 1, 6
D. 2, 1, 3, 6
10. Dada la ecuación química:
Bi (OH)5 + H2CO3 [Bi (OH)2]2(CO3)3 + H2O Los coeficientes que corresponden a la ecuación balanceada por el método del tanteo son: A. 1, 3, 1, 6
B. 2, 1, 2, 8
C. 3, 2, 3, 8
D. 2, 3, 1, 6
11. Dada la ecuación química:
HNO3 + H2S NO + S + H2O Los coeficientes que corresponden a la ecuación balanceada por el método algebraico son: A. 2, 1, 3, 3, 6
B. 2, 3, 2, 3, 4
C. 1, 2, 3, 2, 4
D. 4, 1, 1, 2, 4
12. Dada la ecuación química:
CS2 + H2S + Cu CuS + CH4 Los coeficientes que corresponden a la ecuación balanceada por el método algebraico son: A. 2, 1, 2, 2, 3
B. 1, 2, 4, 4, 1
C. 3, 2, 4, 4, 2
D. 1, 2, 1, 4, 3
Conteste las preguntas 13 a 16 con base en la siguiente información: Dada la reacción química:
KMnO4 + HCl MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
Se puede afirmar que:
13. Se presenta oxidación en el:
A. Manganeso, porque pierde electrones.
B. Potasio, porque pierde electrones.
C. Cloro, porque gana electrones.
D. Cloro, porque aumenta su número de oxidación.
14. La sustancia reducida es:
A. KMnO4, porque pierde electrones.
B. HCl, porque de Cl- pasa a Cl20
C. KMnO4, porque de Mn+7 pasa a Mn+2
D. Cl2, porque gana electrones.
15. El agente oxidante es el:
A. HCl, porque se oxida.
B. KMnO4, porque gana electrones.
C. HCl, porque pierde electrones.
D. KMnO4, porque pierde electrones.
16. Los coeficientes que corresponden a la ecuación química
balanceada son:
A. 2, 16, 2, 5, 2, 8
B. 2, 14, 2, 5, 2, 8
C. 3, 16, 3, 5, 2, 8
D. 2, 12, 2, 5, 2, 8
Conteste las preguntas 17 y 18 teniendo en cuenta la siguiente información:
Dada la reacción química:
NH3 + O2 NO + H2O
17. El agente oxidante es el:
A. O2, porque pierde electrones.
B. NH3, porque pierde electrones.
C. O2, porque gana electrones.
D. NH3, porque gana electrones.
18. Los elementos que ganan electrones son:
A. Hidrógeno y oxígeno.
B. Nitrógeno e hidrógeno.
C. Hidrógeno.
D. Nitrógeno y oxígeno.