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REACCIONES QUÍMICAS PROBLEMAS RESUELTOS TIPO EXAMEN DE INGRESO A LA UNIVERSIDAD
Son procesos en la cual una o más sustancias iniciales, llamadas “reactantes” sufren cambios en su estructura molecular dando lugar a la formación de nuevas sustancias, llamados “productos”.
ECUACIÓN QUÍMICA
Es la representación literal de una reacción química.
Coeficientes
2Fe(s)+ 3H2O()+ Q 1Fe2O3(s) + 3H2(g)
Reactantes Productos
Q = Calor g = Gas
S = Sólido = Líquido
Ejemplo:
H2O(g)
(Vapor)
Fe(s)
H2O()
Fe2O3(s)
FUNDAMENTOS PARA RECONOCER UNA REACCIÓN QUÍMICA:
Tenemos los siguientes fundamentos más importantes:
• Desprendimiento de un gas
• Liberación de calor.
• Cambio de olor
• Formación de precipitados
• Cambio de propiedades físicas y químicas de los reactantes.
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
I. DE ACUERDO A LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS.
1. Reacciones de Adición o Asociación o Combinación
Reacciones dos o más sustancias para formar una nueva sustancia.
Ejemplos: (Sin balancear)
1) Síntesis de Lavoisier:
H2 + O2 H2O
2) Síntesis de Haber - Bosh
N2 + H2 NH3
2. Reacción de Descomposición
Son aquellas que a partir de un solo reactante (compuesto) se obtiene varios productos, por lo general se necesita energía (calorífica, eléctrica, luminosa, etc.)
Ejemplos:
Calor
1) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Reacción de Pirolisis
2) NaCl(s) Corriente Na(s)+ Cl2(g)
Eléctrica
3) H2O2() Corriente H2O() + O2(g)
Eléctrica
3. Reacción de Simple Desplazamiento o sustitución Simple
Es la reacción de un elemento con un compuesto, donde el elemento desplaza a otro que se encuentra formando parte del compuesto.
Esto se fundamenta en la mayor actividad química.
* Los metales más activos desplaza: H, excepto: Cu, Ag, Au, Hg, Pt.
Ejemplo:
1) Zn(s)+H2SO4() ZnSO4(ac)+H2(g)
Desplaza
2) Na(s)+ H2O() NaOH(ac) + H2(g)
Desplaza
3) F2(g) + NaCl(ac) NaF(ac) + Cl2(g)
Desplaza
4. Reacción de Doble Desplazamiento (Metatesis o No Redox)
Reacción donde existe un intercambio de elementos entre dos compuestos, formándose dos nuevos compuestos.
Ejemplo:
1) Reacciones de Neutralización:
HCl(ac)+NaOH(ac) NaCl(ac)+H2O()
(Acido) (Base) (Sal) (Agua)
2) Reacciones de Precipitación
Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac)
PbCrO4(s) + KNO3(ac)
Precipitado
AgNO3(ac)+NaCl(s)AgCl(s)+NaNO3(ac)
Precipitado
II. POR EL INTERCAMBIO DE ENERGÍA CALORÍFICA:
Cuando se produce una reacción química, ésta se realiza liberando o absorbiendo calor neto al medio que lo rodea, esto permite clasificar a las reacciones como: Endotérmicas y Exotérmicas.
1) Reacciones Endotérmicas (D>0)
Reacción donde hay una ganancia neta de calor, por lo tanto la entalpía del producto es mayor respecto a la del reactante.
Ejemplo:
CO2+H2O+890 KJ/molCH4+O2
CO2 + H2O CH4 + O2
H = + 890 KJ/mol
H = Entalpía
Donde:
H = H (Productos) - H (Reactantes)
Entalpía de Reacción (H)
Es el cambio de calor de reacción a una presión y temperatura constante.
Hº = Entalpía estándar de la reacción a condiciones estándar (25º C y 1 Atm).
Analizando: la variación de la entalpía (H) a medida que avanza la reacción.
H = (KJ/mol)
AVANCE DE LA REACCIÓN
CONCEPTOS Y VALORES:
* Energía de Activación (EA)
Es la energía (calor) necesaria que debe absorber los reactantes para iniciar la reacción.
Donde el gráfico:
EA = (950 - 10) = 940 KJ/mol
* Complejo Activado (C.A.)
Es un estado de máximo estado calorífico que alcanza los reactantes. A esta condición ocurre la ruptura y formación de enlace.
C.A. = 950 KJ/mol
Donde el gráfico:
H = (900 – 10) = + 890 KJ/mol
Significa que
ganó calor
2) Reacción Exotérmica (H>0)
Reacción en donde hay una pérdida neta de calor, por lo tanto la entalpía del producto es menor respecto a la del reactante.
Ejemplo:
C + O2 CO2 + 390 KJ/mol
C + O2 CO2
H = - 390 KJ/mol
Graficando:
H = (KJ/mol)
AVANCE DE LA REACCIÓN
VALORES ENERGÉTICOS:
EA = 100 – 0 = 100 KJ/mol
C.A. = 100 KJ/mol
H = -(390 – 0) = - 390 KJ/mol
Significa que
Perdió calor
III. REACCIONES DE COMBUSTION
Son aquellas que se producen por desprendimiento de calor y luz que dan origen a los siguientes tipos:
a) Combustión Completa:
Se produce en presencia de suficiente cantidad de oxígeno obteniéndose Dióxido de Carbono (CO2) y agua (H2O)
Ejemplo:
1C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
b) Combustión Incompleta:
Se produce por deficiencia de Oxígeno, obteniéndose como producto, Monóxido de Carbono (CO), Carbono (C) y Agua (H2O)
Ejemplo:
2CH4 + O2 1CO + C + 4H2O
IV. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Es una reacción entre un ácido y una base. Las reacciones acuosas Acido – Base, por lo general, tienen la siguiente forma:
Acido + Base Sal + H2O
Ejemplo:
1HCl + 1NaOH 1NaCl + 1H2O
1H2SO4+1Ca(OH)21CaSO4+ 2H2O
V. REACCIONES CATALÍTICAS
Son aquellas que se producen en presencia de un catalizador que influye en la velocidad de reacción.
Ejemplo:
KClO3(s) MnO2 + KCl(s) + O2(g)
H2O2(ac) MnO2 H2O() + O2(g)
VI. REACCIONES REDOX:
Son aquellas en donde existen transferencias de electrones de una especie a otra. Los átomos o iones experimentan cambios en sus estructuras electrónicas debido a la ganancia o pérdida de electrones.
Ejemplo:
o o +2 -2
Zn + O2 Zn O
Donde:
o +2
Zn – 2e- Zn (se oxida)
o -2
O2 – 2e- O (se reduce)
Significado de Redox
REDOX
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN
Gana electrones Pierde electrones
E.O. disminuye E.O. aumenta
Es una agente oxidante Es un agente reductor
Nota: se debe conocer la regla del E.O. de los principales elementos.
Por ejemplo:
REDUCCION
OXIDACION
o +1–1 o +1 - 1
F + K I I2 + KF
Agente Agente Forma Forma
Oxidante Reductor Oxidada Reducida
VII. REACCIONES DE DESPROPORCIÓN O DE DISMUTACIÓN
Un tipo especial de reacción REDOX, se llama reacción de desproporción en donde un mismo elemento se oxida y se reduce a la vez.
Ejemplo:
Reducción
Oxidación
o +1–2+1 +1 -1 +1 +5-2 + 1-2
Cl2 + NaOH NaCl + NaClO + H2O
IGUALACIÓN O BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
En toda Reacción Química el número de átomos para cada elemento en los reactantes debe ser igual a los productos, para ello se hace uso de diferentes métodos de Balanceo de acuerdo al tipo de reacción.
I. MÉTODO DE TANTEO O SIMPLE INSPECCIÓN:
Este método se utiliza para reacciones simples y se recomienda haciendo de acuerdo al siguiente orden:
1. Metal(es)
2. No Metal(es)
3. Hidrógeno y Oxígeno
Ejemplo:
H2SO4+Ni Ni2 (SO4)3+H2
Relación Molar 3 2 2 3 3
II. MÉTODO DE COEFICIENTES INDETERMINADOS (ALGEBRAICO)
1. Se le asigna coeficientes (a,b,....) a todas las sustancias que participan en la reacción.
2. Se efectúa un Balance de Atomo para cada elemento obteniéndose un sistema de ecuaciones algebraicas.
3. Se asume un número conveniente para la letra que más se repite generalmente la unidad.
4. Se resuelve el sistema de ecuaciones y los valores obtenidos se reemplazan en la ecuación original.
5. Si el coeficiente resulta fraccionario se multiplica por el m.c.m. del denominador.
Ejemplo:
aK2Cr2O7+bHCl cKCl+dCrCl3+eCl2+fH2O
Se forman ecuaciones algebraicas
K : 2a = C ................ (1)
Cr : 2a = d ............... (2)
O : 7a = f ................. (3)
H : b = 2f ................. (4)
Cl: b = c + 3d + 2e.... (5)
Y se determinan los valores de los coeficientes literales: a = 1 (repetida).
a = 1 d = 2
b = 14 e = 3
c = 2 f = 7
III. MÉTODO REDOX
Se aplica a ecuaciones donde existe Reducción y Oxidación.
Reglas (Procedimiento):
1. Se asignan los valores de E.O. a los elementos en la ecuación.
2. Se identifican las especies que se oxidan y las que se reducen.
3. Balancear átomos y de electrones en cada semireacción, teniendo en cuenta el número de electrones ganados y perdidos, son iguales.
4. Se reemplazan los coeficientes en la ecuación original.
5. Se analiza la ecuación y si no se encuentra balanceada se produce por tanteo.
Ejemplo:
a) En la oxidación:
Balancear:
1) Fe -3e- Fe+3
Ag. Reductor
2) Cl-1 - 4e- Cl+3
Ag. Reductor
b) En la Reducción:
1) C + 4e- C-4
Ag. Oxidante
2) N2 + 6e- 2N-3
Ag. Oxidante
Ejemplo: Ecuación Completa:
Balancear por Redox
NH3 + O2 NO + H2O
Calcular:
IV. MÉTODO IÓN – ELECTRÓN
En un caso de Balance Redox donde participan iones y moléculas y depende del medio.
Forma Práctica:
• En primer lugar escogemos el par de iones que se oxida y reduce, para formar las dos semireacciones.
• Luego analizamos el Balance de Masa, pero en éste Balance no considere el átomo de H y O.
• El H y O se balancean de acuerdo al medio donde se realizan.
a) Medio Acido o Neutro:
1) Balance de cargas iónicas
2) Balance los Iones H+
3) Balance con el H2O, por exceso de “H”
b) Medio Básico:
1) Balance de cargas iónicas.
2) Balance con los Iones OH-
3) Balance con el H2O por exceso de “H”
Ejemplo:
Balancear en medio ácido.
Cu + NO3- Cu2+ NO2
Aplicamos Redox: en el par iónico.
1x Cuº -2e- Cu 2+
2x N+5 +1e- N +4
Donde:
1 Cuº + 2 NO3- 1 Cu2++2NO2
- Balance de cargas iónicas: (M. Acido)
-2 = + 2
- Balance con H+ : 4H+
-2 + 4H+ = +2
+2 = +2
- Balance con H2O - = 2H2O
Finalmente:
1Cuº+2NO3-+4H+1Cu2++2NO2+2H2O
PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
1. Balancear la reacción y determinar la suma de todos los coeficientes:
Cu + HNO3 Cu (NO3)2 + NO + H2O
a) 26 b) 9 c) 14 d) 15 e) 20
Resolución:
Se oxida (pierde –2e-)
º +5 +2 +2
Cu + HNO3 Cu (NO3)2 + NO + H2O
Se reduce (gana 3e-)
3x Cuº - 2e- Cu+2
2x N+5 + 3e- N+2
Donde: al final del H2O (por tanteo)
3Cu + 8HNO3 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O
coef. = 3 + 8 + 3 + 2 + 4 = 20
Rpta. e
2. Balancear en medio básico:
I- + NO2- I2 + NO
Hallar el coeficiente NO2-
a)1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
Resolución:
1x 2I- - 2e- Iº2
2x N+3 + 1e- N+2
Donde:
2 I- + 2 NO2- I2 + 2NO
1º Balance de cargas iónicas:
- 4 = 0
2º Balance con OH- : - 4 = 4OH-
-4 = -4
3º Balance con H2O : 2H2O = -
Finalmente:
2 I-+2 NO2- + 2H2O 1I2 + 2NO + 4OH-
Rpta. b.
3. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones presenta la mayor de coeficiente?
I. H2 + Br2 HBr
II. Al + O2 Al2O3
III. NH4NO3 N2O + H2O
IV. H3BO3 + HF HBF4 + H2O
V. S8 + O2 SO3
Rpta. .......
4. Completar e indicar a que proceso corresponde:
Mn-2 ........ Mn+3 ........
S8 ........ S-2 ........
Cl - ........ Cl2 ........
P4 ........ P-1 ........ Ca+2 ........ Ca ........
C+2 ........ C+4 ........
5. Al balancear la ecuación:
NaOH + Cl2 NaCl + Na Cl O + H2O
Indicar, cuántas proposiciones no son correctas:
( ) El Cl2 se oxida y reduce a la vez.
( ) El agente oxidante es el Cl2
( ) El coeficiente del NaOH es 2
( ) Cl - 1e- 2 Cl-
( ) La suma de coeficiente es 6.
Rpta..............
6. Balancear en medio ácido:
Zn + NO3- Zn2+ + NO
Hallar la suma de los coeficientes de los productos:
Rpta. ............................
7. Balancear en medio básico
Co(OH)3 + NO2- Co2+ + NO3-
Hallar el coeficiente de los iones OH-:
Rpta. ....................
8. Balancear en medio neutro:
MnO41- + Cl1- MnO2 + Cl2
¿Cuántas moles de H2O se forma?
Rpta. .................
Categoría:
REACCIONES QUÍMICAS
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