UNIVERSIDAD LIBRE FACULTAD DE INGENIERÌA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS GUIA DE CLASE No 7

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1 UNIVERSIDAD LIBRE FACULTAD DE INGENIERÌA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS GUIA DE CLASE No 7 NOMBRE DE LA ASIGNATURA TÍTULO DURACIÓN BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA DOCENTES Química General Reacciones y ecuaciones químicas 6 horas Whitten K. Davis R. Peck l. Química. Octava edición. México Chang Raymond. Química. Décima edición.. Mc Graw Hill. China Sonia Torres Garzón Luisa Fda. Navarrete Martha A. Novoa COMPETENCIAS Elabora y reconoce ejemplos de los tipos de reacciones químicas. Observa la ocurrencia de reacciones químicas en procesos cotidianos. Completa, balancea y diferencia los diferentes tipos de reacciones químicas CONCEPTUALIZACIÓN Las reacciones químicas son procesos en los cuales los reactivos se transforman en otros nuevos llamados productos. Una reacción química puede representarse Reactivos Productos Donde la flecha indica que los reactivos se transforman en productos. Los elementos se representan mediante sus símbolos, o los compuestos por sus fórmulas químicas, las reacciones químicas se representan simbólicamente mediante la ecuación química. Las reacciones químicas pueden clasificarse de varias maneras, una de ellas puede ser reacciones de combinación, de descomposición, de sustitución simple y de doble sustitución. 1. Las reacciones de combinación son reacciones en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar una sustancia más compleja. La fórmula general es: A + B AB C + 2S CS 2 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 2. Las reacciones de descomposición son reacciones en las cuales una sustancia es descompuesta en sustancias más simples. La fórmula general para una reacción de descomposición es: AB A + B 2H 2 O 2H 2 + O 2 2KClO 3 2KCl + 3O 2 1

2 3. Una reacción de sustitución simple es aquella en la cual un elemento no combinado sustituye a otro elemento que está en un compuesto. La fórmula general para este tipo de reacciones es: A + BC AC + B Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 2K + 2H 2 O 2KOH + H 2 4. Una reacción de doble sustitución o doble intercambio es aquella en la cual dos o más compuestos intercambian iones entre sí. La formula general es: AB + CD AD + CB HCl + NaOH NaCl + H 2 O H 3 PO 4 + 3LiOH Li 3 PO 4 + 3H 2 O Las reacciones químicas también pueden ser clasificadas, dependiendo si absorben o liberan calor, denominándose Endotérmicas o Exotérmicas respectivamente. En una reacción Exotérmica el calor fluye de la mezcla reaccionante al ambiente, en las reacciones Endotérmicas ocurre lo contrario. El calor liberado o suministrado se mide por medio del cambio de entalpía, el cual se representa como ΔH, si es exotérmica el ΔH es negativo y si es endotérmica el ΔH es positivo. Reacción Endotérmica Calor = Q + Reactantes Productos Reacción Exotérmica Ej. HCl (g) + NH 3(g) N H 4 Cl (s) ( Kcal. = Δ H) Reactantes Productos + Calor =Q Ej. CaCO 3 (g) CaO (g) + CO (g) ( Kcal = Δ H) Ejemplo 1: Represente las ecuaciones químicas de los siguientes procesos: a) Cuando el hidrógeno (H 2 ) arde, reacciona con el oxígeno (O 2 ) del aire para formar agua (H 2 O): 2H 2 + O 2 2H 2 O 2

3 b) Cuando el metano (CH 4 ) principal componente del gas natural, se quema en el aire para producir dióxido de carbono (CO 2 ) gaseoso y vapor de agua (H 2 O): CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS: dado que en ninguna reacción se crean o destruyen átomos, se debe tener igual número de átomos a cada lado de la flecha es decir, balancear reaccionantes y productos que puede realizarse de varias formas: a) Ensayo y error: se escriben coeficientes arbitrariamente para cada átomo de forma tal que la ecuación quede balanceada. El procedimiento general se indica en el ejemplo 1: Se balancean primero los elementos diferentes al H y al O, colocando coeficientes de modo que el número total del elemento que entra sea igual al número total del mismo elemento en los productos Los subíndices por fuera de los paréntesis multiplican. Los coeficientes también multiplican. Con la misma metodología se balancean H y O. b) Redox: implica cambios en los números de oxidación de las especies reaccionantes, es decir, cuando se produce incremento algebraico u oxidación corresponde a la pérdida real o aparente de electrones en una especie y la disminución algebraica o reducción será la ganancia de los electrones por otra especie, por tanto incremento y disminución total de los números de oxidación deben ser iguales. En las reacciones de oxidación-reducción se considera que la sustancia que gana electrones se reduce y actúa como agente oxidante, mientras que el reactante que pierde electrones se oxida y es el agente reductor. Analizar el ejemplo 2. c) Ión electrón: se plantean semireacciones de oxidación y de reducción, las cuales se balancean por separado, incluyendo balance de cargas, para luego sumarlas y obtener la ecuación global balanceada. Se aplica especialmente en los casos en los que se tiene solución acuosa y ecuaciones de reacción en forma iónica, ya sea en medio ácido o básico. Tener en cuenta lo siguiente: Si el medio es ácido o neutro, se debe adicionar a la semirreacción iones H + y H 2 O, así: Por cada oxígeno en exceso a un lado de la ecuación, se adiciona tanta cantidad de agua como lo indica el exceso al lado contrario de la ecuación y se balancea con iones H +. Si el medio es básico, se debe adicionar a la semirreacción iones OH - y H 2 O, así: Por cada oxígeno en exceso a un lado de la ecuación, se adiciona tanta cantidad de agua como lo indica el exceso al mismo lado de la ecuación y se balancea con iones OH - Analizar el ejemplo 3. Ejemplo 1. Balancear y clasificar la siguiente ecuación de reacción por el método de ensayo y error: Cu (s) + AgNO 3(ac) Cu(NO 3 ) 2 (ac) + Ag (s) Clasificación: reacción de sustitución. Hay 1 mol de Cu a la izquierda y 1 mol a la derecha Hay 1 mol de N a la izquierda y 2 moles de N a la derecha, por tanto se coloca un 2 antes del AgNO 3 3

4 Cu (s) + 2AgNO 3(ac) Cu(NO 3 ) 2 (ac) + Ag (s) Hay 2 moles de Ag a la izquierda, entonces se coloca un 2 antes de Ag Cu (s) + 2AgNO 3(ac) Cu(NO 3 ) 2 (ac) + 2 Ag (s) No hay H. Hay 6 moles de O a la izquierda y 6 moles de O a la derecha, por tanto la ecuación de reacción ya está balanceada Ejemplo 2: El aluminio se disuelve en ácido clorhídrico para formar cloruro de aluminio acuoso e hidrógeno gaseoso. Plantear la ecuación de reacción y balancearla por el método rédox e indicar los agentes oxidantes y reductores. - Planteando la ecuación de reacción sin balancear, se tiene: HCl (ac) + Al (s) AlCl 3 (ac) + H 2 (g) - Asignando los números de oxidación de cada una de las especies: H +1 Cl -1 + Al 0 Al +3 Cl H Se plantean las semirreacciones a partir de los elementos que cambiaron su estado de oxidación, determinando la cantidad de electrones ganados o perdidos: Al 0 Al e - (1) 2H e - H 2 0 (2) En la ecuación del H, son 2 electrones porque hay 2 átomos de H en la molécula de H 2. En la ecuación (1) se observa pérdida de electrones, por lo tanto el Al actúa como agente reductor, mientras que el HCl gana electrones, por lo tanto es el agente oxidante. - Balance de electrones: La cantidad de electrones ganados en una ecuación debe ser igual a la cantidad de electrones perdidos en la otra, lo que implica multiplicar la ecuación (1) por 2 y la ecuación (2) por 3, obteniendo: - Sumando las ecuaciones (3) y (4) se obtiene: 2Al 0 2Al e - (3) 6H e - 0 3H 2 (4) 2Al 0 + 6H e - 2Al H e - - Ecuación molecular balanceada 6HCl (ac) + 2Al (s) 2AlCl 3 (ac) + 3H 2 (g) Ejemplo 3: Balancear la siguiente ecuación iónica por el método de ión electrón en medio ácido. - Las semirreacciones son: MnO 4 1- (ac) + SO 3 2- (ac) Mn 2+ (ac) + SO 4 2- SO 3 2- (ac) SO 4 2- (5) 4

5 MnO 4 1- (ac) Mn 2+ (ac) (6) - En la ecuación (5) hay 1 O de exceso al lado derecho, haciendo balance con H + y H 2 O: SO 3 2- (ac) + H 2 O SO H + (7) MnO 4 1- (ac) +8H + Mn 2+ (ac)+ 4H 2 O (8) - Se hace balance de cargas: En la ecuación (7) la carga total a la izquierda es -2 y a la derecha es cero (0), para que las cargas sean iguales a -2, se adicionan 2 electrones a la derecha: SO 3 2- (ac) + H 2 O SO H + + 2e - (9) Para la ecuación (8), a la izquierda, la carga es +7 y a la derecha es +2, para balancear la carga a +2 se adicionan 5 electrones a la izquierda: MnO 4 1- (ac) +8H + + 5e - Mn 2+ (ac)+ 4H 2 O (10) - Se igualan los electrones ganados y perdidos, multiplicando la ecuación (9) por 5 y la ecuación (10) por 2: 5SO 3 2- (ac) +5 H 2 O 5 SO H e - (11) 2 MnO 4 1- (ac) +16H e - 2 Mn 2+ (ac)+ 8H 2 O (12) - Sumando las ecuaciones (11) y (12) se obtiene la ecuación global balanceada, teniendo em cuenta que quedan 3 moléculas de agua a la derecha y 6 iones H + a la izquierda: EJERCICIOS 5SO 3 2- (ac) +2 MnO 4 1- (ac) +6H + 5 SO Mn 2+ (ac)+ 3H 2 O 1. Complete, balancee y clasifique las reacciones de acuerdo a su tipo y escriba el nombre de cada especie química: a. H 2 + Br 2 b. CaCO 3 c. zinc + ácido sulfúrico d. H 2 SO 3 + Al(OH) 3 e. AgNO 3 + KCl 5

6 2. Balancear las siguientes ecuaciones por el método de ensayo y error. a) C 3 H 8 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O (l) b) C 2 H 5 OH (l) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O (l) 3. Balancee las siguientes ecuaciones (que se llevan a cabo en medio ácido) por el método rédox e ión electrón: Fe +2 + Cr 2 O -2 7 Fe +3 + Cr +3 MnO I - MnO 2 + I 2 4. Balancear las siguientes ecuaciones por el método rédox. Indicar agente oxidante y agente reductor: a. K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + I 2 + H 2 O b. MnO 2 + HCl MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O c. Zn + HNO 3 Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O d. Cu(NO 3 ) 2(s) CuO (s) + NO 2(g) + O 2(g) 6. Balancear las siguientes ecuaciones por el método de ión-electrón. Indicar agente oxidante y agente reductor: a. I 1- (ac)+ MnO 4 1- (ac) I 2(l) + MnO 2(s) (medio básico) b. Cu (s) + HNO 3(ac) Cu +2 (ac) + NO (g) ( en medio ácido) c. CN - (ac) + MnO 4 1- (ac) CNO - + MnO 2 ( en solución básica) d. P 4 (s) + NO 3 1- (ac) H 3 PO 4(ac) + NO (g) (medio ácido) BIBLIOGRAFÍA BROWN, LEMAY, BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall. Decimo primera edición. México SHERMAN A. SHERMAN J. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Compañía editorial Continental. México1999. REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thomson. España