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..

SUSTITUCION SIMPLE

una sustitución simple en la químia inorgánica es la variedad del cambio químico llamado desplazamiento, es cuando un elemento desplaza o sustituye a otro en un compuesto, como resultado de una rección química.
En la química orgánica, la sustitución s básicamente el mismo proceso, es cuando un elemento sustituye otro en un compuesto orgánico, generalmente apareandose con un electron de un carbono.

DESCOMPOSICION QUMICA

La descomposición química es un proceso que experimentan algunos compuestos químicos en el que, de modo espontáneo o provocado por algún agente externo, a partir de una sustancia compuesta se originan dos o más sustancias de estructura química más simple. Es el proceso opuesto a la síntesis química.
La ecuación química generalizada de una descomposición química es:

AB → A + B , o bien, Reactivo → A + B + ...

Un ejemplo específico es la electrólisis de agua que origina hidrógeno y oxígeno, ambos en estado gaseoso:

2 H₂O _{( l)} → 2 H_{2 (g)} + O_{2 (g)}

La descomposición química es, con frecuencia, una reacción química no deseada, pues la estabilidad de un compuesto es siempre limitada cuando se le expone a condiciones ambientales extremas como el calor, la electricidad, las radiaciones, la humedad o ciertos compuestos químicos (ácidos, oxidantes, etc). Los casos más frecuentes de descomposición son la descomposición térmica o termólisis y la electrólisis. La descomposición química total de un compuesto origina los elementos que lo constituyen.
Una definición más amplia del término descomposición también incluye la separación de una fase en dos o más fases.^[1]

Contenido [ocultar] 1 Procesos de descomposición 2 Compuestos inestables y descomposición 3 Tipos de descomposición y ejemplos 4 Véase también 5 Referencias 6 Enlaces externos

[editar] Procesos de descomposición

Salvo en los casos de moléculas muy pequeñas, el proceso de descomposición es, en general, muy complejo y no está bien definido. Es muy frecuente que una molécula pueda dividirse en un conjunto de fragmentos más pequeños, con diferentes modos de separación. Esta característica es utilizada en ciertas técnicas analíticas, sobre todo la espectrometría de masas, el análisis gravimétrico tradicional y el análisis termogravimétrico. Se somete a un compuesto a un proceso de descomposición y se analizan los fragmentos resultantes; tras su reconocimiento se puede inferir la estrucutura de la molécula inicial.
Dentro de este tipo de complicados procesos de descomposición se encuentran los procesos de formación del suelo en los que se va disgregando y transformando la roca madre; la descomposición de restos biológicos (residuos de animales y plantas...) que convierten las complejas moléculas orgánicas en unidades más sencillas que pueden ser de nuevo asimiladas por los organismos vivos (véase ciclo del carbono); o los procesos que intervienen en la digestión en la cual los nutrientes se descomponen en sustancias más simples capaces de ser asimiladas por las células.

[editar] Compuestos inestables y descomposición

Los compuestos inestables, si son preparados, sufren una descomposición más o menos inmediata en la que se forman sustancias más simples. Un ejemplo de compuesto inestable es el ácido carbónico, que se descompone en dióxido de carbono y agua.

Los compuestos inestables acumulan gran cantidad de energía química y, en ocasiones, son de interés por esta cuestión. Para que puedan tener cierta utilidad práctica, se debe encontrar una forma adecuada de conferirles la suficiente estabilidad química necesaria para su manejo. Es el caso de la nitroglicerina, un explosivo líquido altamente inestable que detona con un simple movimiento brusco. Si se impregna dicho líquido en un material poroso como la tierra de diatomeas, el material resultante, la dinamita, es un sólido de mayor estabilidad que requiere un iniciador para desarrollar una explosión.
La velocidad de descomposición de los compuestos inestables es muy variable y depende de la naturaleza del compuesto y de las condiciones del medio. Muchos de ellos pueden existir durante períodos largos, pero la presencia de ciertas sustancias que actúan como catalizadores, o de ciertos cambios ambientales (subida de temperatura, etc) desencadenan su descomposición. Como ejemplo, el ozono (O₃) es una variedad alotrópica inestable del oxígeno (O₂) que se forma en la estratosfera y se descompone en presencia de átomos de cloro. Esos átomos de cloro proceden de la descomposición de compuestos organoclorados como los clorofluorocarbonos (estables en condiciones normales pero que se descomponen en la alta atmósfera por la luz ultravioleta), siendo la causa de un grave problema ambiental, la destrucción de la capa de ozono.

[editar] Tipos de descomposición y ejemplos

Hay tres tipos de reacciones de descomposición, dependiendo del agente causante de la misma:

• Térmica, producida por una temperatura elevada.
• Electrolítica, producida por la corriente eléctrica, y
• Catalítica, producida por la acción de un catalizador, que acelera una reacción que de otro modo sería muy lenta.

Un ejemplo de descomposición espontánea es la del peróxido de hidrógeno, que poco a poco se descompone en agua y oxígeno:

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

Los carbonatos se descomponen cuando se calientan, siendo una excepción notable el ácido carbónico , H₂CO₃. El ácido carbónico, que produce la efervescencia de los refrescos, latas de bebida y otras bebidas carbonatadas, se descompone con el tiempo (espontáneamente) en dióxido de carbono y agua.

H₂CO₃ → H₂O + CO₂

Otros carbonatos se descomponen cuando se calientan produciendo el correspondiente óxido de metal y dióxido de carbono. En la siguiente ecuación M representa un metal:

MCO₃ → MO + CO₂

Un ejemplo concreto de esta descomposición es la del carbonato de calcio:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Los cloratos de metal también se descomponen cuando se calientan originando como productos un cloruro de metal y oxígeno.

2 MClO₃ → 2 MCl + 3 O₂

Un ejemplo de esta descomposición es la del clorato de potasio que transcurre como sigue:

2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂

DESPRENDIMIENTO DE CALOR

mira el desprendimeinto de calor se da cuando existe una varioacion de temperatura entre 2 cuerpos por ejemplo una plancha comun y el ambiente po ejemplo que la plancha este a una temperarura de 80º y el ambiente puede estar a unos 20º entonces por las leyes de la termodinaca existira el desprendimiento de un cuerpo caliente hasta que se logre un equilibrio entre el sitema

DESPRENDIMIENTO DE GAS

REACCIONES QUIMICAS

1. Ecuaciones Químicas 2. Reacciones Químicas 3. Balanceo de Ecuaciones Químicas 4. Bibliografía I.- Ecuaciones Químicas: Definición: Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción: A + BC → AB + C Ej. : La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es: 2 Mg + O2 → 2 MgO Reactantes Producto Significado de las ecuaciones químicas: a) Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio b) Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos. En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio, reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) . Características de las Ecuaciones Químicas: • Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos. • Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente. • El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada. II.- Reacciones Químicas: Definición: Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reaccionantes. También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas a las que les dan origen. Características o Evidencias de una Reacción Química: • Formación de precipitados. • Formación de gases acompañados de cambios de temperatura. • Desprendimiento de luz y de energía. Reglas: • En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)
2. • No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren simultáneamente. • No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos obtenidos. Ej. : Na3N + 3H2O → 3 NaOH + NH3 Tipos de Reacciones Químicas: A) De acuerdo a las sustancias reaccionantes: • Reacciones de composición, adición o síntesis: Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor masa molecular: Ej. : •Reacciones de descomposición: Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas: Ej. : • Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica. • Reacciones de simple sustitución: Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes. Ej. :

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