TEMAS A DESARROLLAR

- tipos de reacciones químicas inorgánicas.

- ley de lavoisier.

- balanceo de ecuaciones químicas.

- unidades químicas y factores de conversión.

PORTADA

                       "ASESORÍAS"                                                                      

             CONALEP PLANTEL SAN LUIS POTOSÍ S.L.P              

                GRIMALDO TORRES LORENZO DE JESÚS

             ANALISIS DE LA MATERIA Y                       ENERGÍA (AME)

            GRUPO: "213"

                                 

                                                                       FECHA: 14/07/2011

MÉTODO DEL REDOX

El permanganato de potasio reacciona con el yoduro de potasio en presencia de ácido clorhídrico para dar óxido de manganeso (II), yodo, cloruro de potasio y agua.

Lo primero es escribir la reacción:

KMnO4 + KI + HCl -------> MnO + I2 + KCl + H20

A continuación disociamos las sales y los ácidos y bases fuertes a ambos lados:

K+ + (MnO4)- + K+ + I- + H+ + Cl- ---> MnO + I2 + K+ + Cl- + H2O

Observa que no hemos disociado el MnO, el I2 o el H2O, porque no son sales ni ácidos ni bases fuertes.


Ahora buscamos los elementos cuyo número de oxidación ha cambiado. En este caso: Mn, de nº oxidación +7 (valencia +7) en el MnO4- a +2 en el MnO; y yodo de -1 en el I- a 0 en el I2 (el nº de oxidación de los elementos neutros es 0, como H2, O2, Na, Hg...).

Escribimos las reacciones individuales (semirreacciones) de estos dos elementos aparte:

MnO4- ---------> MnO
I- -----------> I2

Ahora ajustamos.
En la primera, hay 3 átomos de oxígeno a la izquierda, así que añadimos tantas moléculas de H2O como sean necesarias a la derecha para que se iguale el número:

MnO4- -------> MnO + 3H2O

Ahora hay exceso de H a la derecha, lo que solucionamos colocando H+ a la izquierda, por ser medio ácido (HCl):

MnO4- + 6H+ --------> MnO +3H2O

Sólo falta el ajuste de cargas.
A la izquierda hay seis cargas positivas y una negativa, en total cinco positivas. Para igualarlas a las de la derecha (cero), añadimos 5e- a la izquierda. Y ya tenemos la semirreacción ajustada:

MnO4- + 6H+ + 5e- --------> MnO + 3H2O


Ahora ajustamos la otra:

I- --------> I2

Lo primero, ajustar los átomos:

2I- -----------> I2

Y después, las cargas:

2I- ----------> I2 + 2e-

Ya tenemos las dos semirreacciones ajustadas:

MnO4- + 6H+ + 5e- --------> MnO + 3H2O
2I- -------------------------------> I2 + 2e-

Ahora debemos hacer coincidir el número de electrones en ambas semirreacciones. Para ello multiplicamos arriba por 2 y abajo por 5:

2(MnO4- + 6H+ + 5e- --------> MnO + 3H2O)
5(2I- -------------------------------> I2 + 2e-)

2MnO4- + 12H+ + 10e- --------> 2MnO + 6H2O
10I- -------------------------------> 5I2 + 10e- 

Sumamos las dos semirreacciones para que desaparezcan los electrones, y obtenemos la reacción iónica ajustada:

2MnO4- + 10I- + 12H+ ----> 2MnO + 5I2 + 6H2O


Una vez ajustada la iónica, volvemos a la general y vamos haciendo coincidir todos los coeficientes de los iones con los de los compuestos de los que proceden. Por ejemplo, el MnO4- procede del KMnO4, por lo que tendremos que colocar un 2 delante de éste. Los H+ proceden del HCl, y como tenemos 12 H+ tendremos 12HCl.

2KMnO4 + 10KI + 12HCl ---> 2MnO + 5I2 + ?KCl + 6H2O

Para colocar el coeficiente del KCl, al no participar en la reacción redox, hay que ajustar según la cantidad de K o Cl que hay en el primer miembro. Hay 2+10 K y 12 Cl, por lo que será 12KCl. La reacción quedará finalmente:

2KMnO4 + 10KI + 12HCl ---> 2MnO + 5I2 + 12KCl + 6H2O

METODO DE TANTEO

Método de tanteo

Una vez planteada la reacción se empieza a balancearla seleccionando un elemento que aparezca solo una vez en los reactivos y una vez en los productos.

Ejemplo

K + H₂ O  → KOH + H₂

Se observa que el potasio y el oxígeno están en un solo reactivo y producto pero ya se hallan balanceados por lo que se debe balancear el hidrógeno.

K + H₂ O  → KOH +1 /2 H₂

Hay 2 átomos de hidrógeno en los reactivos  y 3 en los productos por lo que puede balancearse colocando ½ de hidrógeno en los productos

Para no trabajar con números fraccionarios se multiplican reactivos y productos por 2-

2 K + 2 H₂ O  → 2 KOH + H₂

BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS

BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisiere.
Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos.

H₂ + O₂ ® H₂O

Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada.

2 H₂ + O₂ ® 2 H₂O

Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por lo que el número de átomos es igual al subíndice. Los métodos más comunes para balancear una ecuación son : Tanteo , Algebraíco y Redox .

===== Métodos =====

Tanteo
Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.
Ejemplo :

CaF₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄ + HF

Ecuación no balanceada

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.

CaF₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄ + 2 HF

Ecuación balanceada

Ejemplo :

K + H₂O ® KOH + H₂

Ecuación no balanceada

El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.

K + 2 H₂O ® KOH + H₂

Ecuación no balanceada

Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.

K + 2 H₂O ® 2 KOH + H₂

Ecuación no balanceada

El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.

2 K + 2 H₂O ® 2 KOH + H₂    

Ecuación balanceada

Algebraico
Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Ecuación a balancear:

FeS + O₂ ® Fe₂O₃ + SO₂

Los pasos a seguir son los siguientes:
1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:

A		B		C		D
FeS	+	O2	à	Fe2O3	+	SO2

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C . El símbolo produce (® ) equivale al signo igual a (=).
      Fe       A = 2C
       S         A = D
       O        2B = 3C + 2D
3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

A		B		C		D
FeS	+	O2	à	Fe2O3	+	SO2

    Fe    A = 2C                     Sí C =2       A= D         2B = 3C + 2D
    S     A = D                        A= 2C         D = 4         2B = (3)(2) + (2)(4)
   O   2B = 3C + 2D            A= 2(2)                         2B = 14
                                                       A = 4                              B = 14/2     B = 7
4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A		B		C		D
4 FeS	+	7 O2	à	2Fe2O3	+	4SO2

 Ecuación Balanceada

Redox
Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , diatómico como los gases o halógenos (O₂) y poliatómicos (S₆) .
Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de oxidación" , que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0) .
Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo :

Na + H₂O ® NaOH + H₂

Na⁰ + H⁺¹₂O^-2 ® Na⁺¹O^-2H⁺¹ + H⁰₂

Reacción Redox
Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.
Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen.
Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.
Para la reacción anterior :         Na^{0 ®} Na⁺¹  Oxidación
                                        H⁺¹₂ ^® H⁰₂   Reducción
_{Para expresar ambos procesos, se utilizan hemirreacciones donde se escriben las especies cambiantes y sobre las flechas se indica el número de electrones ganados y/o perdidos.
BALANCEO REDOX
Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos como ejemplo la siguiente reacción) son:}

K₂Cr₂O₇ + H₂O + S ® SO₂ + KOH + Cr₂O₃

1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.

K⁺¹₂Cr⁺⁶₂O^-2₇ + H⁺¹₂O^-2 + S⁰ ® S⁺⁴O^-2₂ + K⁺¹O^-2H⁺¹ + Cr⁺³₂O^-2₃

_{2. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la hemirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemirreacciones) y finalmente indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).}

	+6 e
Cr+62	®	Cr+32	Reducción
	- 4e
S0	®	S+4	Oxidación

LEY DE LAVOISIER

Ley de Lavoisier o de conservación de la masa

Si una reacción química no es más que la reorganización de una serie de átomos que ya estaban al principio, ¿no deben aparecer esos mismos átomos al final?

El químico francés Lavoisier realizó innumerables experiencias con diversas reacciones químicas midiendo la masa de todos los componentes de la reacción (reactivos y productos). Como resultado de estas experiencias enunció la ley que lleva su nombre:

En una reacción química, la masa se conserva. Es decir, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

DOBLE SUSTITUCIÓN

La SN2 (sustitución nucleófila bimolecular) es una reacción concertada, es decir, transcurre en una única etapa.


El mecanismo consiste en el ataque del nucleófilo al carbono que contiene el grupo saliente. Este carbono presenta una polaridad positiva importante, debida a la electronegatividad del halógeno. Al mismo tiempo que ataca el nucleófilo se produce la ruptura del enlace carbono-halógeno, obteniéndose el producto final

en pocas palabra es cuando en una molecula intervienen 2 compuestos ...el grupo entrante y el grupo saliente..