BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS Y TIPOS DE REACCIONES

COLEGIO VIDA Y PAZ

SEDE RODRIGO ARENAS BETANCUR

TALLER DE QUIMICA: REACCIONES QUIMICAS

GRADO DECIMO

DOCENTE: JENNY GÓMEZ

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS Y TIPOS DE REACCIONES

INTRODUCCIÓN

En la naturaleza ocurren a diario numerosos cambios llamados reacciones químicas (transformaciones de la materia en donde las propiedades físicas y químicas de los reaccionantes o reactivos, cambian en relación con los productos), que se representan mediante ecuaciones químicas, estas últimas contienen gran cantidad de información que es fundamental en el avance y estudio de la ciencia; esa información puede ser sobre el carácter físico de los reactivos y de los productos, de cantidades de energía absorbidas o liberadas y de cantidades de materia reaccionando para producir nuevas sustancias.

Podemos encontrar muchos ejemplos de reacciones químicas: los alimentos se convierten en energía en nuestro cuerpo; el nitrógeno y el hidrógeno se combinan para formar amoníaco que se utiliza como fertilizante; una batería adecuada produce la energía necesaria para encender un carro.

LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

En todas las reacciones químicas la materia experimenta transformaciones que modifican la estructura de las sustancias iniciales, o reactivos, y producen sustancias nuevas, o productos. En estos cambios pareciera que la materia "desaparece" y "aparece". Pero, ¿qué sucede con la masa cuando los reactivos se transforman en productos?

La respuesta a este interrogante fue establecida en 1785 por el químico francés Antoine Lavoisier (1743-1794), a través de la ley de la conservación de la materia.

La experimentación metódica realizada por Lavoisier le permitió determinar que, en una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, lo que puede resumirse de dos maneras:

1.    En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa de los productos.

2.    La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma

De igual manera en 1799, el químico francés Joseph Louis Proust demostró que una sustancia llamada carbonato de cobre, preparada en el laboratorio u obtenida de fuentes naturales, contenía los mismos tres elementos (cobre, carbono y oxígeno) y siempre en las mismas proporciones en masa.  Proust concluyó que un compuesto siempre contenía elementos en ciertas proporciones definidas, y en ninguna otra combinación.  A esta generalización la llamó ley de las proporciones definidas: a veces se le llama ley de la composición constante.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos; se clasifican en: 

Reacciones exotérmicas y reacciones endotérmicas: Durante las reacciones químicas puede producirse absorción o liberación de energía. Esto indica que tanto los reaccionantes como los productos contienen calor que es característico de su masa. El contenido de calor es una medida de la energía que está acumulada por una sustancia durante su formación.

Reacciones endotérmicas: son aquellas reacciones que absorben calor, lo que significa que la energía de las moléculas de los productos (EP) es mayor que la energía de las moléculas de los reaccionantes (ER).

La reacción para obtener N₂O es un proceso endotérmico que requiere calor para unir al nitrógeno y el oxígeno, la cantidad de calor se representa en Kcal.

2N_2(g) + O_2(g) + 39 Kcal  2N₂O_(g)

Reacciones exotérmicas: son aquellas reacciones donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de los productos (EP) es menor que la energía de las moléculas de los reaccionantes (ER).

La combustión del metano es una reacción de tipo exotérmico:

CH_4(g) + 2O_2(g)  CO_2(g) + 2H₂O_(g) + 213 Kcal

Otros ejemplos de reacciones exotérmicas son la fermentación y la respiración celular.

NOMBRE	EXPLICACIÓN	EJEMPLO
Composición o síntesis	Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto	A + B → C
Descomposición o análisis	Ocurre cuando una sustancia se descompone en sus partes más simples	C → A + B 2KClO3 → 2KCl + 3O2 CaCO3              CaO + CO2
Desplazamiento simple	Un átomo sustituye a otro en una molécula	AB + C → CB + A 2NaI + Br2 → 2NaBr + I2 Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Intercambio o doble desplazamiento	Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan	AB + CD → AD + CB HCl + NaOH → NaCl + H2O NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

BALANCEO DE ECUACIONES

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 número de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisiere.  Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones pero en este grado trabajaremos el balanceo por tanteo y por óxido – reducción.  El año pasado trabajaste el método del tanteo.  Por tal motivo este año centraremos nuestra atención en el método REDOX (óxido – reducción).

MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

Antes de entrar a balancear ecuaciones por el método redox, es necesario estudiar algunos conceptos básicos.

Oxidación y reducción: oxidación es la pérdida de electrones o un aumento en el número de oxidación de un elemento hacia un valor más positivo.  Reducción es la ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación hacia un valor menos positivo.	Znº - 2e− → Zn2+  (oxidación) H+ + 1 e− → Hº     (reducción)
Agente oxidante: es la sustancia que provoca la oxidación de otra.  Se distingue por que es la sustancia que toma o capta electrones siendo, en consecuencia, la sustancia reducida.	Pierde electrones Þ S.O. – A.R.      Gana electrones Þ S.R. – A.O.
Agente reductor: es la sustancia que provoca la reducción de otra. Se distingue porque es la sustancia que libera o cede electrones siendo, por consiguiente, la sustancia oxidada.

 

MÉTODO REDOX

Como los procesos de oxidación-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente reductor sean los mismos que los aceptados por el agente oxidante.  El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.

Las etapas a seguir serán ilustradas por medio de un ejemplo.

Balancear la ecuación: Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂

1.    Determinar y asignar el número de oxidación para cada elemento, tanto en los reactivos como en los productos

2.    Se identifican los átomos cuyos números de oxidación cambian:

                      

3.    Se determina el cambio de electrones por cada átomo y por todos los átomos de la molécula a partir de las variaciones en los números de oxidación.  Para hacer esto es de mucha utilidad la siguiente tabla:

4.    Se iguala la cantidad de electrones perdidos a la de ganados multiplicando dicho número de electrones por factores apropiados, que comúnmente basta con multiplicar estos mismos números en sentido cruzado

5.    Asignar como coeficientes de las moléculas afectadas, los factores obtenidos en la etapa anterior.

2Fe₂O₃ + 6CO → Fe + CO₂

6.    Se termina de balancear la ecuación por tanteo:

2Fe₂O₃ + 6CO → 4Fe + 6CO₂

En algunos casos, como en el presente, la ecuación es simplificable.  Esta operación es importante, ya que la ecuación debe presentarse con los coeficientes enteros más pequeños posibles.

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

ACTIVIDADES

1. Clasifica cada una de las siguientes reacciones como síntesis, descomposición, sustitución simple, sustitución doble    o combustión.

a.      4Fe  +  3O₂  _________  2Fe₂O₃ .

b.      Mg  +  2AgNO₃ ___________Mg (NO₃)₂   +  2Ag.

c.      CuCO₃ _________  CuO  +  CO_2.

d.      NaOH  +  HCl  __________  NaCl  +  H₂O.

e.      C₄H₈  +  60₂ __________  4CO₂   +   4H₂O.

f.       ZnCO₃ ________ CO₂ + ZnO.

g.      Al₂ (SO₄)₃   + 6KOH__________ 2Al (OH)₃    +   3K₂SO₄.

h.      Pb  +  O₂  _________ PbO₂.

i.      2Al₂O₃ _____  4Al +   30₂.   

j.      Br₂ +  BaI₂  ________ BaBr₂  +  I_2.   

k.      AgNO3    +      NaCl  ________  AgCl    +  NaNO₃.

2.      Balancear por Tanteo:

1. Fe + HCl -- FeCl₃ + H₂

2. H₂SO₄ + Ca₃ (PO₄ )₂ -- CaSO₄ + H₃PO₄

3. CO₂ + H₂O -- C₆H₁₂O₆ + O₆

4. C₃H₈ + O₂ -- CO₂ + H₂O

5. CaCO₃ -- CaO + CO₂

3.         Identifica el agente oxidante y el agente reductor en cada una de las siguientes reacciones

1.         N₂ (g) + 2O₂ (g) → 2NO (g)

2.         H₂ + Cl₂  → 2HCl

3.         2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

4.         Identifica la sustancia oxidada y la sustancia reducida en cada una de las siguientes reacciones

1.         H₂S + H₂SO₄ → SO₂ + S + H₂O

2.         Pb (NO₃)₂ → PbO + NO₂ + O₂

3.    N₂H₄ + H₂O₂ → N₂ + H₂O

5.         Para cada una de las siguientes ecuaciones químicas determina

•          Tipo de reacción química

•          Números de oxidación de todos los átomos que forman cada compuesto

•          Agente oxidante, sustancia reducida, agente reductor y sustancia oxidada

•          Coeficientes apropiados para balancear la ecuación

1.         Na(s) + H₂O (l) → NaOH (ac) + H₂ (g)

2.         H₂ (g) + Fe₂O₃(s) → Fe(s) + H₂O (l)

6.         Balancea por óxido-reducción cada una de las siguientes ecuaciones químicas

1.         HNO₃ + H₂S → NO + S + H₂O

2.         NaCl + H₂SO₄ + MnO₂ → Na₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O + Cl₂

3.         MnO₂ + KClO₃ + KOH → K₂MnO₄ + KCl + H₂O

4.         CrCl₃ + KOH + K + KClO₃ → KCl + K₂CrO₄ + H₂O

5.         Cr₂S₃ + Mn (NO₃)₂ + Na₂CO₃ → Na₂CrO₄ + Na₂MnO₄ + Na₂SO₄ + NO + CO₂