GRADO 10 P3 GUIA 2 REACCIONES QUIMICAS y EJERCICIOS
CIENCIAS NATURALES Y
EDUCACIÓN AMBIENTAL
GUÍA DE QUÍMICA INORGÁNICA
PROFESOR JOSE MANUEL RUIZ
ORTEGA
1.
TEMA: REACCIONES Y ECUACIONES
QUÍMICAS
2.
OBJETIVOS
2.1. Relacionar las ecuaciones
químicas con la ley de conservación de la materia y balancear ecuaciones sencillas.
2.2. Identificar las clases de
reacciones dada una reacción química cualquiera.
2.3. Identificar los factores que
afectan la velocidad de una reacción.
3.
INFORMACIÓN
3.1. Reacción química: es un proceso químico en el
cual unas sustancias llamadas reactivos se transforman en otras nuevas
llamadas productos. Una reacción química se caracteriza por:
§ Un cambio de las propiedades
de los cuerpos reaccionantes.
§ Una variación de energía que
se pone de manifiesto en el transcurso del proceso.
{Los símbolos (g), (l), (s) y
(aq) significan cuerpos en estado gaseoso, líquido, sólido y acuoso o disuelto
en agua respectivamente}.
3.2. Clases de reacciones
3.2.1.
Combinación o síntesis: ocurre cuando se unen dos o más sustancias para formar otra sustancia.
2H2 + O2 ___________ 2H2O
3.2.2.
Descomposición: ocurre cuando a partir de un compuesto se producen dos o más sustancias.
CaCO3 ____________
CaO + CO2
3.2.3.
De desplazamiento o sustitución: en este tipo de reacciones un elemento sustituye y
libera a otro elemento presente en un compuesto.
2NaI + 2Br __________
2NaBr + I2
3.2.4.
De intercambio o doble sustitución: al reaccionar dos compuestos intercambian
elementos y se producen dos nuevos compuestos.
HCl +
NaOH ___________ NaCl
+ H2O
3.2.5.
Según el intercambio de calor:
Ø Reacciones exotérmicas: aquellas que se efectúan
con desprendimiento de calor (energía calorífica).
Zn +
2HCl __________ ZnCl2 + H2 + calor
Ø Reacciones endotérmicas: las que ocurren con una
absorción de calor.
Calor + I2 + H2 ____________ 2HI
3.3. Ecuación química: los elementos se
representan por símbolos y los compuestos por fórmulas.
Una reacción química se puede representar
mediante una ecuación química, que es una igualdad en la que en el
primer miembro figuran los símbolos y/o fórmulas de los reactivos y en el segundo los de los productos. Es entonces la representación cualitativa de una
reacción, pero debe balancearse o
igualarse de manera cuantitativa en ambos miembros de la ecuación; para que
cumpla con las leyes de conservación
de la materia (ley de Lavoisier) y la ley de las proporciones definidas (ley de Proust).
3.4. Equilibrio de una ecuación
química:
3.4.1.
Ensayo error o simple inspección. Para balancear una ecuación es una buena
técnica empezar primero por los
elementos metálicos, luego los no metales dejando para el final el hidrógeno y
el oxígeno.
H2 (g)
+ N2 (g) NH3 (g)
Nótese que hay 2 átomos de
hidrógeno y 2 de nitrógeno en reactivos, mientras que en productos hay 1 de
hidrógeno y 3 de nitrógeno. Para balancear se debe multiplicar con 2 al NH3 y con 3 al H2.
3 H2
(g) +
N2 (g)
2 NH3
3.4.2.
Balance por óxido – reducción. En este método se debe averiguar primero los estados de oxidación de los elementos
involucrados.
Una vez hallados se
procede a determinar la sustancia oxidada y la sustancia reducida,
y cuántos electrones cedieron o ganaron por molécula.
Oxidación es la pérdida
de electrones, sustancia oxidada, agente reductor
Reducción
es la ganancia de electrones, sustancia reducida, agente oxidante
Una tercera etapa es igualar los electrones tomados y cedidos y
para realizarla, los electrones por molécula del agente oxidante se colocan
de coeficiente del agente reductor y viceversa. Con estos coeficientes obtenidos
se inicia el balanceo por tanteo, en el siguiente orden: metales, no metales,
hidrógeno y oxígeno.
Ejemplo:
+6 +2
+3 +2
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4
___________ Fe2(SO4)3 + CrSO4 + K2SO4
4
1
1
8 1
Cr ha disminuido su estado de
oxidación de +6 a +2, ha ganado 4 electrones por átomo y 8 por molécula (K2Cr2O7)
se redujo, por lo tanto es el agente oxidante.
Fe aumenta su estado de
oxidación de +2 a +3, ha cedido o perdido un electrón por átomo y uno por
molécula (FeSO4) se oxido, por lo tanto es el agente reductor.
Igualamos los
electrones colocando el 8 en el agente reductor y el 1 en el agente oxidante y terminamos balanceando
por tanteo siguiendo el orden indicado.
K2Cr2O7
+
8 FeSO4 + 7 H2SO4
___________ 4 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4
Balanceamos el H2 y el O2. Cuando en la ecuación no
figura H2O, se adicionan tantas moléculas de agua como sean
necesarias y donde exista deficiencia de estos dos elementos.
K2Cr2O7
+
8 FeSO4 + 7 H2SO4
___________ 4 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4 + 7 H2O
NOTA: Si en una reacción un solo elemento se oxida y
se reduce, este se duplica en la reacción y se calcula el número de electrones
transferidos por átomo y por molécula, y se continúa balanceando normalmente:
0
-1 +5
I2
+ KOH ____________
KI + KIO3 + H2O El I2 cambia
de 0 a –1 y +5 lo duplicamos
10 I2
+ 2 I2 + 12 KOH
____________ 10 KI + 2 KIO3 + 6 H2O
1
5
2
10
12 I2 + 12 KOH
____________ 10 KI + 2 KIO3 + 6 H2O Se puede simplificar
Si en una misma
molécula hay dos elementos que cambian
su estado de oxidación se debe sumar
si ambos ganan o pierden o se
restan si una gana y otra pierde y con Base en este número se siguen
haciendo los cálculos.
4.
ACTIVIDAD
4.1.
Clasifique y balancee las siguientes reacciones:
4.1.2.
H2 + O2 _______ H2O
4.1.4.
HCl +
NaOH _______ NaCl
+ H2O
4.2.
Balancee las siguientes ecuaciones:
4.2.1. H2SO4 (aq)
+ NaCl (aq) ______
HCl (aq) + Na2SO4 (s)
4.2.2. CrI3 + Cl2 +
KOH ________ K2CrO4 + KIO3 + KCl
4.2.3. CaC2 + H2O
________ Ca(OH)2 + C2H2
4.2.4. H3PO4 +
Al(OH)3 ______ AlPO4 + H2O
4.2.5. Fe(OH)3 + HNO3 _______
Fe(NO3)3
+ H2O
4.3.
Escribir las ecuaciones de las siguientes
reacciones, equilibrarlas y clasificarlas.
4.3.4. Clorato de potasio ________ cloruro de potasio +
oxígeno
4.3.5.
Consultar cuáles son los factores
que afectan la velocidad de una reacción
y cómo lo hacen.
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