REACCIONES QUÌMICAS QUE ORIGINAN SALES Otros ejemplos ejemplos de reacciones reacciones químicas químicas los podemos encontrar encontrar en la formación de las sales. Una sal es el producto de neutralización entre un ácido y una base; en esta reacción también se produce agua. En estas reacciones de neutralización, los H + del ácido y los (OH)- de las bases son reemplazados total o parcialmente. parcialmente. Si son reemplazados totalmente, son sales neutras; si la sustitución es parcial reciben el nombre de sales ácidas (presencia de H +) o básicas (OH) - . Nomb Nombrre del del ácido cido
Los nombres de las sales se derivan de los ____ hídrico nombres de los ácidos que las originan de Hipo____ oso acuerdo con la siguiente tabla: ________ oso ________ ico Per ____ ico
Nom Nombre bre de la sal ____ uro Hipo____ ito ________ ito ________ ato Per ____ ato
e ntre un ácido hidrácido y una base: HCl Sales haloideas o haluros: Resultan de la reacción química entre + Na (OH) -1 NaCl + H2O Ácido clorhídrico Hidróxido H idróxido de sodio Cloruro de sodio 10. Escribo la ecuación química para la obtención obtención de las siguientes sales y los nombres correspondientes: correspondientes: KF, NaBr, LiCl, K2S, FeCl2, FeCl3, Na2Se
Oxisales: Resultan de la reacción de neutralización entre un oxácido y una base: HNO3 + KOH KNO3 + H2O Acido nítrico Hidróxido de potasio nitrato de potasio 11. Escribo la ecuación ecuación química para la obtención de las siguientes sales y los nombres correspondientes: NaBrO , K2CO3, Na3PO4, Cu2SO4, CuSO4, Sales ácidas: Cuando no son reemplazados todos los hidrógenos del ácido. Para nombrarlas se tiene en cuenta la misma nomenclatura, agregando la palabra “ácido”: KHS: Sulfuro ácido de potasio p otasio 12. Escribo los nombres de las siguiente sales: LiHSO 4, NaHCO3, CaHPO4, KH2PO4 Sales básicas: Cuando se reemplazan parcialmente los hidroxilos (OH) - de las bases. Para nombrarlas, se tiene en cuenta la misma nomenclatura, n omenclatura, agregando la palabra “básico”: AlOHCO3 : Carbonato básico de aluminio 13. Escribo los nombres de las siguiente sales: CuOHNO 3, CuOHBr, AlOHSO4 LAS REACCIONES QUÌMICAS Y LAS ECUACIONES QUE LAS REPRESENTAN. REPRESENTAN. Con el objet objeto o de de comunic comunicars arse e entre entre sí, con resp respect ecto o a las reacci reaccione oness química químicas, s, los quími químicos cos han han desarrollado una forma estándar para representarlas representarlas por medio de ecuaciones químicas. Una Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar qué sucede durante una reacción química: Ejemplo: Cuando el hidrógeno gaseoso (H2) reacci reacciona ona con con el oxíge oxígeno no (O2) forma H 2O. Esta reacción química se representa mediante la ecuación química: H2+ O2 H2O El signo más (+) significa “reacciona con” y la flecha significa “produce”. Se supone que la reacción sigue de izquierda a derecha como lo indica la flecha. Sin embargo, embargo, la ecuación anterior anterior no está completa, completa, ya que del lado izquierdo de la flecha hay el doble de átomos de oxígeno (dos) que los que hay en el lado derecho (uno). Para estar de acuerdo con la ley de la conservación de la masa) debe haber el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la flecha, es decir, debe haber haber tantos átomos átomos al finalizar finalizar la reacción reacción como los que había había antes de que se iniciara. iniciara. Se puede balancear la ecuación colocando el coeficiente adecuado (en este caso 2) antes del H2 y del H20: 2 H2+ O2 2H2O Esta ecuación química balanceada muestra que que dos moléculas de hidrógeno, reaccionan con una molécula de oxígeno para formar dos moléculas de agua. Las ecuaciones balanceadas son el fundamento de los cálculos estequiométricos. 1
Letra
Significado
Para proporcionar información adicional, con g Gaseoso frecuencia los químicos indican el estado físico l de los reactivos y productos por medio deLíquido las s Sólido letras: Ac/aq
Ejemplos: 2CO (g) + O 2 (g)
2CO2 (g)
Un sólido que se precipita Un gas que se desprende
Acuoso/ solución
2HgO (s)
2 Hg (l) + O 2 (g)
El conocimiento del estado químico en el estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio. Por ejemplo, cuando reacciona el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) en un medio acuoso, se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr). Esta reacción se presenta mediante la ecuación: KBr (ac) + AgNO3 (ac) KNO3 (ac) + AgBr (s) Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría intentar llevar a cabo esta reacción mezclando KBr sólido con AgNO3 sólido. Estos dos sólidos reaccionarían de forma muy lenta o no lo harían. Si se analiza el proceso a nivel microscópico se puede comprender que para formar un producto como el bromuro de plata, los iones Ag + y los iones Br – deben estar en contacto. Sin embargo, en el estado sólido estos iones tienen muy poca movilidad. En las reacciones químicas deben indicarse los catalizadores, que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de una reacción. Los catalizadores no son consumidos en las reacciones y se colocan encima o debajo de la flecha que separa los reactivos de los productos. Ejemplo: CH4 + H2O
CO + 3H2
Ni
900 C En las reacciones químicas también se pueden indicar si hay absorción o desprendimiento de energía. En la siguiente ecuación química se observa que se consume o absorbe energía, es una reacción endotérmica: o
Al2O3 + 2Fe + 203 Kcal
2Al +
Fe2O3
En la siguiente ecuación química se observa que se desprende o libera energía, es una reacción exotérmica: C3H8 + 5O2 3CO2 + 4 H20 + 341 Kcal
Nombre
Descripción Elementos o compuestos sencillos que se Reacción de síntesis unen para formar un compuesto más complejo. Reacción de Un compuesto se fragmenta en elementos o descomposición compuestos más sencillos.
Ejemplo 4 Al +3O2
Reacción de desplazamiento o sustitución
Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.
Mg + Cu( SO4)
Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución o intercambio
Hay un intercambio de átomos entre las sustancias que reaccionan
AgNO3 + HCl
2H2O
electricidad
2Al2O3 2 H2
+ O2
Mg( SO4) + Cu
AgCl
+ HNO3
CLASES DE REACCIONES QUÌMICAS De acuerdo con la información anterior, clasifico las siguientes reacciones químicas: 2Na +2 H2O 2Na OH + H2 SO3 + H20 H2SO4 Na2SO4+ Zn (NO3)2 + Zn SO4 +2 NaNO3 2
2 KClO3 2H20(l) + 116Kcal Zn + H2SO4
2KCl
+ 3 O2 2 H2 (g) + O2 (g) ZnSO4 + H2 +34,2 Kcal
LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA. La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos». Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química. El número de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos lados de la ecuación. En otras palabras, como las reacciones no implican creación ni destrucción de átomos, sino simplemente una reorganización de éstos, el número de átomos de cada elemento presentes como reaccionantes debe ser el mismo de los que quedan como productos. De esta manera se puede interpretar la ley de la conservación de la materia, para lograr su cumplimiento en una ecuación, se procede a balancearla.
Para balancear una ecuación, los químicos proceden a escribir coeficientes enteros al lado de cada molécula o elemento químico. De modo que antes de balancear una ecuación, todas las sustancias deben representarse con las fórmulas que las describen tal como existen; por ejemplo, debemos escribir H 2 para representar la molécula de hidrógeno – no H, que representa átomos individuales de hidrógeno, los cuales son inestables y no existen como tales en condiciones normales. Una vez se han escrito las fórmulas correctas, no deben modificarse los subíndices de éstas. Diferentes subíndices en las fórmulas, indican compuestos distintos, de tal manera que modificar las fórmulas significaría que la ecuación no describiría la misma reacción.
ACTIVIDADES 1. Balanceo utilizando el método de tanteo y clasifico las siguientes reacciones quìmicas: a.
Zn +
c.
Cl2 + NaI
e.
NaHCO3
AgCl
ZnCl2 +
Ag
NaCl + I2 Na2CO3 + H2O + CO2
b. NaOH +
H2SO4
d. KOH + H3PO4 f. Cu + HNO3
Na2SO4 +
H2O
K 3PO4 + H2O Cu(NO3)2 + NO + H2O
2. Balanceo por oxido- reducción e identifico: sustancia que se oxida, sustancia que se reduce, agente oxidante y agente reductor. a. Al 2O3 + C + Cl2 ----- CO + AlCl3 b. PbO2 + HCl --------PbCl2 + Cl2 + H2O c. MnO2 + HCl ------- MnCl2 + Cl2 + H2O d. PbS + H2O2 --------- PbSO4 + H2O NH4NO3 + Zn(NO3) 2 + H2O e. Zn + HNO3 -------Ni2(SO4)3 + NO + H2SO4 + H2O f. NiS2 + HNO3 ------
BALANCENO DE ECUACIONES QUÍMICAS. LEY DE LA CONSERVACIÒN DE LA MATERIA (Antoni Van Lavoisier) De acuerdo con esta ley, la cantidad de átomos de cada elemento debe ser igual antes y después de una reacción química, como se observa en el siguiente ejemplo: CaO+H2O Ca (OH)2 Cumple con la ley de la conservación de la materia Sin embargo en algunos casos como: N2O5 + H2O HNO3, no se cumple inicialmente con la ley de la conservación de la materia; para que esto se cumpla, como los subíndices de una de una fórmula no se pueden cambiar porque cambiarían las sustancias, se anteponen números enteros sencillos conocidos como coeficientes, para lograr que el número de átomos sea el mismo a ambos lados de la ecuación: N2O5 + H2O 2HNO3 Este proceso se conoce como ajuste o balance de la ecuación. 3
Existen varios métodos para balancear o ajustar una ecuación química: tanteo, oxido-reducción e ión- electrón. Para hacerlo, independientemente del método que se elija, se debe tener en cuenta lo siguiente: a. Conocer las fórmulas de los reactantes y de los productos b. Recordar que los números pequeños que acompañan los símbolos de los elementos se conocen como subíndices y sólo afectan al elemento que están acompañando. c. Tener presente que los coeficientes pueden modificarse y que éstos afectan a todos los elementos del compuesto, incluyendo el subíndice; por ejemplo: 3H2S+2HNO3
2NO+3S+ 4H2O
REACCIONANTES: 3H2S: H = 3x2 = 6 átomos de H S= 3x1= 3 átomos de S 2HNO3: H= 2x1= 2 átomos de H N= 2x1= 2 átomos de N O= 3x2=3 átomos de O
PRODUCTO 2NO: N= 2x1= 2átomos de N O= 2x1= 2átomos de O 3S: S= 3x1= 3átomos de S 4H2O: H=4x2= 8 átomos de H O=4x1= 4 átomos de O Total: 8 átomos de H 3 átomos de S 2 átomos de N 6 átomos de O
Total: 8 àtomos de H 3 átomos de S 2 átomos de N 6 átomos de O
En grado 10, aprenderemos a balancear e cuaciones químicas por el método del tanteo y oxido-reducción. MÈTODO DE TANTEO También conocido como ensayo y error o simple inspección. Sirve para balancear ecuaciones sencillas. Se colocan coeficientes a lado y lado de la ecuación hasta que ésta quede balanceada En algunos casos, el proceso se facilita teniendo en cuenta el siguiente orden: primero los metales, luego, los no metales; después el hidrógeno, y por último, el oxígeno. 1. Balanceo las siguientes reacciones químicas utilizando el método de tanteo: H2+ O2 C + O2
H20 CO
CO + O2
CO2
H2 + Br 2
HBr
Mg + O 2
MgO
K + O2 NH3+Cl2 Fe(OH)3 +
K2O N2+ HCl H2SO4
MgCO3 + H3PO4
O3
O2
H2O2
H2O + O2
AgNO3 + BaCl2
N2 + H2
NH3
H3PO3 +
Ca(0H)2
KClO3
KCl + O2
BaCl2
Na3PO3
+
Fe2(SO4)3 + H2O
Mg3(PO4)2 AgCl +
+ CO2 +
H2O
Ba(NO3)2
Ca3(PO3)2 +
H2O
Ba3(PO3)2 + NaCl
METODO DE OXIDO- REDUCCIÒN Este método se utiliza para balancear reacciones de oxido-reducción, es decir, en las cuales hubo transferencia de de electrones de una especie a otra. En estos casos se observa que el número de oxidación de por lo menos uno de los elementos participantes es distinto como reactivo y como producto. Por ejemplo: +1 -2 +1 NaOH +
+1 +5 -2 HNO3 +
+1 -1 HCl
+1 -2 H2S
NaCl
+1 -1 +1 -2 + H2O NO ES UNA REACCIÒN DE OXIDO-REDUCCIÒN
+2 -2 0 +1 -2 NO + S + H2O SI ES UNA REACCIÒN DE OXIDO-REDUCCIÒN
En una reacción de oxido- reducción una sustancia se oxida mientras que la otra se reduce: 4
La sustancia que se oxida es la especie química que libera o pierde electrones. El número de oxidación aumenta. La sustancia que se reduce es la especie química recibe o gana electrones. El número de oxidación se reduce. El agente oxidante: Es la sustancia que provoca la oxidación de otra. Para lograrlo, dicha sustancia toma electrones, lo que se establece por la disminución en el número de oxidación de alguno de los elementos que la constituyen. El agente reductor : Es la sustancia que provoca la reducción de otra. Al actuar como tal, la sustancia en cuestión cede o dona electrones y, por tanto, alguno de sus elementos constitutivos muestra un aumento en su estado de oxidación. En una reacción química, el número de electrones participantes permanece constante, por lo cual el método de balanceo por oxido-reducción consiste esencialmente en determinar el número de electrones tomados o liberados por cada una de las moléculas participantes y asignar luego los coeficientes adecuados para que se cumpla la igualdad entre el total de electrones cedidos y el total de electrones ganados. Ejemplo: Balancear la ecuación: Fe2O3
+
CO
Fe
+
CO2
a. Determinar los números de oxidación de todos los átomos y asignar aquellos que cambian de los reaccionantes a los productos: +3 -2 +2 -2 0 +4 -2 Fe2O3
+
CO
Fe
+
CO2
* b. Calcular el cambio de electrones por cada átomo y por todos los átomos de la molécula. Estos cambios se simbolizan con flechas, cuyo sentido indica si los electrones fueron tomados o cedidos por la sustancia en cuestión:
+3
+2
Fe2O3
c.
+
0
CO
Fe
3
2
6
2
←
+
Cada átomo de hierro tomó 3 electrones (disminuyó su número de oxidación de +3 a 0); los dos átomos de hierro en el Fe 2O3 (y por +4 lo tanto la molécula) tomaron 6 electrones. CO2 Por otra parte, cada átomo de carbono, y asimismo la molécula de CO, cedió 2 electrones.
Cambio por átomo
←
Cambio por molécula
Multiplicar dichos números de electrones por factores tales que hagan igual el total de electrones cedidos y el de ganados. Comúnmente y para facilitar el cálculo, se acostumbra tomar como factores de multiplicación los mismos números que indican el cambio de electrones, pero en sentido cruzado: +3 Fe2O3 +
+2 CO
0 Fe
+
CO2
Como se puede observar fácilmente, el +4 emplear los factores cruzados (2) y (6), se consigue: Total de electrones tomados: 6 x 2 = 12 Total de electrones cedidos: 2 x 6 = 12
5
d.
3
2
6
2
(2)
(6)
Asignar como coeficientes de las moléculas afectadas, los factores obtenidos en la etapa anterior:
2 Fe2O3 +
e.
6 CO
Fe
+
CO2
Terminar el balanceo por tanteo: 2Fe2O3 implican 4Fe en los productos, y 6CO implican 6CO2, para equilibrar los carbonos. Entonces:
2 Fe2O3 +
6 CO
4 Fe
Finalmente balanceamos los oxígenos a manera de chequeo: En reactivos tenemos 12 oxígenos y en productos 12 oxígenos.
+ 6 CO2
En algunos casos, como en este, la ecuación es simplificable, por lo tanto la ecuación quedaría: Fe2O3 +
3 CO
2 Fe
+ 3 CO2
2. Balancear por oxido-reducción las siguientes reacciones químicas
HNO3 + H2S
Mg +
B2O3
NO + S+ H2O
MgO + B
KMnO4 + HCl
K2Cr 2O7 + KI + H2SO4
MnCl2 +
H2S + O2
SO2 +
PbO2 + HCl
PbCl2+ Cl2 + H2O
KCl +
K2SO4 +
H2O
Cl2 + H2O
Cr 2(SO4)3 + I2 + H2O 6
BIBLIOGRAFÌA • • • •
•
• •
• • •
Castelblanco, Y y otros. Quìmic@Grupo Editorial Norma. Bogotá .2003 Chang, R., Química, Mc Graw Hill, novena edición, México D.F., 2007. Timberlake,K, Quìmica . Pearson. Segunda ediciòn. Mèxico.2008 http://www.sagan-gea.org/hojared/Hoja13.htm http://www.creaucsc.cl/documentos/Erupciones_volc %E1nicas_y_sus_impactos_en_el_medio_ambiente.pdf http://www.profesorenlinea.cl/Ciencias/Volcanes.htm http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/35_las_reacciones_quimicas/curso/index.html`) http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ajuste.html http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Reacciones_quimicas.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_conservaci%C3%B3n_de_la_materia
Tomo decisiones para avanzar en la construcción de mi proyecto de vida, asumiendo un compromiso personal y social desde una postura ética.
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