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REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS. Transformaciones químicas de una (s) sustancia (s) en otra (s) Se representa a través de una ecuación química Se convierten en Reactivos Productos.

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REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

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Presentation Transcript

  1. REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS Transformaciones químicas de una (s) sustancia (s) en otra (s) Se representa a través de una ecuación química Se convierten en Reactivos Productos

  2. La utilización del signo mas:C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O + E • El estado de agregación: Zn(s) + HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g) • Coeficiente estequiometrico.

  3. Cambio de estado y el uso de flechas:KClO3 KCl + O2AgNO3+ NaCl AgCl + NaNO3

  4. CLASIFICACION DE LAS REACCIONES • REACCIONES DE COMBUSTION Hidrocarburo + O2 CO2 + H2O Ej: C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O + E

  5. REACCIONES DE COMBINACION (COMPOSICION O SINTESIS). • A + B AB Ej: 2H2(g) + O2 2H2O(l)

  6. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN (DISOCIACION TERMICA) • AB A + B Ej: 2KClO3(s) + Calor 2 KCl(s) + 3O2(g)

  7. REACCIONES DE SUSTITUCION ÚNICA (desplazamiento) • A + BC AC + B Ej: 2HCl(g) + Zn(s) ZnCl(ac) + H2(g)

  8. REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCION (DOBLE DESCOMPOSICION) • AB + CD AD + CB Ej: 2NaCl(ac) + CaSO4(ac) CaCl2(ac) + Na2SO4(ac)

  9. Ejercicios: • identificar y clasificar las siguientes reacciones, sean de síntesis, de combustión, de desplazamiento, de descomposición térmica, etc. • 1. HCl + NH3 NH4Cl • 2. AgNO3+ NaClAgCl + NaNO3 • 3. NaNO3 NaNO2 + O2(g) • 4. CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O • 5. 2Na + 2H2O 2 NaOH + H2(g)

  10. REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES • REVERSIBLES H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) • IRREVERSIBLES 2Na + 2H2O 2 NaOH + H2(g)

  11. BALANCEO DE ECUACIONES • La ley de la conservación de la masa dice: “la suma de las masas de las sustancias que aparecen como reactantes es igual a la suma de las masas de las sustancias que aparecen como productos”

  12. COMO BALANCERAR ECUACIONES • Se utilizan coeficientes numéricos donde sea necesario (reactivos y productos). HgO Hg + O2 (no balanceada) 2HgO 2Hg + O2 (balanceada)

  13. METODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES • MÉTODO DE INSPECCION O TANTEO • MÉTODO OXIDO REDUCCION (REDOX) • MÉTODO DEL ION ELECTRÓN • MÉTODO ALGEBRAICO

  14. 1. MÉTODO DE TANTEO • Se buscan números que igualen los átomos elementos a cada lado de la ecuación. Se inicia con los metales, luego los no metales dejando para el final el Hidrogeno y el Oxigeno . Ej: H2(g) + O2(g) H2O(l) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

  15. Ejercicios • Ca + O2 CaO • Mg + N2 Mg3 N2 • CaCl2 + (NH4 )2 CO3 CaCO3 + NH4 Cl • Fe(OH)3 + H2SO4 Fe2 (SO4)3 +H2O • AgNO3 + BaCl2 AgCl + Ba(NO3)2 • MgCO3 + H3 PO4 Mg3 (PO4 )2 + CO2 + H2O • KClO3 KCl + O2

  16. TALLER • H3PO4 + Ca3(PO4)2 Ca3(PO4)2 + H2O • CaCO3 + H3PO4 Ca(PO4)2 + CO2 + H2O • KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O • CrCl3 + KOH + KClO3 + K KCL + K2CrO4 + H20

  17. MÉTODO OXIDO -REDUCCION (REDOX) OXIDACIÓN: • Proceso por el cual un elemento pierde electrones, como resultado su numero de oxidación se hace mas positivo.

  18. REDUCCIÓN: • Proceso mediante el cual un elemento gana electrones, con lo cual el numero de oxidación de los átomos o grupos de átomos involucrados se hace más negativo.

  19. Estos procesos (oxidación y reducción) son simultáneos. Que se denominan conjuntamente proceso redox

  20. EJEMPLO • Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 0 +1 -1 +2 -1 0 Zn + HCl ZnCl2 + H2

  21. 0 +2 Zn Zn Perdió dos electrones y aumento el numero de oxidación de 0 a +2.

  22. ¿hubo oxidación o reducción? Oxidación

  23. +1 0 H H2 • El hidrogeno paso de +1 a 0 ganó un electrón

  24. ¿hubo oxidación o reducción? Reducción

  25. AGENTES (OXIDANTE Y REDUCTOR) Agente oxidante: Elemento o compuesto que capta electrones para reducirse, pero hace que otro se oxide

  26. Agente reductor: Elemento o compuesto que cede electrones oxidándose, pero hace que otra se reduzca.

  27. ¿En la reacción anterior quien era el agente reductor y quien el agente oxidante? Agente oxidante? El H Agente reductor? El Zn

  28. OXIDACIÓN REDUCCIÓN -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5

  29. EJERCICIOS • HNO3 + H2S NO + S + H2O • FeCl3 + H2S FeCl2 + S + HCl • HNO3 + I2 NO2 + HIO3 + H2O • I2O5 + CO I2 + CO2 • HNO3 + Fe Fe(NO3)3 + NO + H2O

  30. TALLER • AL2O3 + C + Cl2 CO + ALCl3 • KMnO4 + HCl MnCl2 KCl + Cl2 + H2O • CoS2 + O2 Co2O3 + SO2 • Mg + B2O MgO + B • NiF2 + NH3 NiN + NH4F + N2 • Na2CO3 + FeCr2O7 + O2 Fe2O3 + Na2CrO4 + CO2

  31. ION -ELECTRÓN • SE UTILIZA PARA HALLAR LOS COEFICIENTES EN UNA ECUACION REDOX

  32. PASOS • TENER UNA ECUACION DONDE LOS REACTIVOS Y PRODUCTOS HALLAN EXPERIMENTADO CAMBIOS EN SU ESTADO DE OXIDACION. • ESCRIBIR SEMIRREACCIONES PARA EL AGENTE OXIDANTE Y EL AGENTE REDUCTOR.

  33. 3. IGUALAR CADA SEMIRREACCION EN CUANTO AL NÚMERO DE ÁTOMOS DE CADA ELEMENTO. SI SE TRATA DE SOLUCIONES ÁCIDAS O NEUTRAS, SE AÑADE H2O Y H PARA BALANCEAR EL OXIGENO Y EL HIDROGENO.

  34. POR CADA ATOMO DE OXIGENO QUE SE ENCUENTRA EN EXCESO, EN UN LADO DE LA ECUACION, SE AGREGA UNA MOLECULA DE H2O EN EL OTRO LADO.

  35. DE LA MISMA FORMA, SE AÑADEN IONES (H ) PARA IGUALAR LOS ÁTOMOS DE HIDROGENO. SI LA SOLUCION ES BASICA, POR CADA OXIGENO EN EXCESO EN UN LADO DE LA ECUACION SE AÑADE UNA MOLECULA DE H2O EN EL MISMO LADO Y 2 OH EN EL OTRO LADO.

  36. 4. IGUALAR CADA SEMIREACCION EN CUANTO AL NUMERO DE CARGAS AÑADIENDO ELECTRONES EN EL PRIMER O SEGUNDO MIEMBRO DE LA ECUACION.

  37. 5. IGUALAR LA PÉRDIDA Y GANANCIA DE ELECTRONES EN AMBOS LADOS, MULTIPLICANDO CADA SEMIRREACCION POR LOS MINIMOS COEFICIENTES.

  38. 6. SUMAR LAS DOS SEMIRREACCIONES Y SIMPLIFICAR TODOS LOS TÉRMINOS COMUNES EN AMBOS LADOS DE LA ECUACION RESULTANTE.

  39. 7. SIMPLIFICAR LOS COEFICIENTES, EN CASO DE SER POSIBLE

  40. EJEMPLOS • H2SO3 + MnO4 SO4 + Mn , En medio ácido

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