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Reacciones y balance de ecuaciones químicas


En esta página se encuentran algunos conceptos básicos de química general e inorgánica, que ayudan al aprendizaje, donde, uno necesariamente debe involucrarse ademas de la parte teoría, con la experimentación, ejercitación y la resolución de problemas que constituye una parte esencial del aprendizaje de esta ciencia
Indice:


INTRODUCCIÓN

El éxito en la resolución de los problemas de estequiometría, muchas veces radica en saber escribir correctamente una ecuación química. En este capítulo se aprenderá a escribir las ecuaciones químicas y balancear las mismas por diferentes métodos.

Una reacción química, es un fenómeno donde se produce la formación de sustancias químicas distintas de las primitivas. Por ejemplo, el ácido clorhídrico al combinarse con hidróxido de sodio, origina dos compuestos: cloruro de sodio y agua; cuyas propiedades son totalmente distintas al ácido (HCl) y a la base (NaOH).

Este proceso, se puede representar esquemáticamente por medio de una reacción química. Las especies (sustancias) primitivas reciben el nombre de reactantes y las especies (sustancias) que se forman, se denominan productos.

HCl + NaOH --> NaCl + HCl

Reactantes Productos

Las condiciones par que una ecuación química sea válida, son las siguientes:

· Debe cumplir con hechos experimentales.

· Las fórmulas de las sustancias químicas deben estar correctamente escritas.

· Que cumpla con la ley de la conservación de la materia y la energía.

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICASLas reacciones químicas pueden clasificarse en:

-Sustancias reactantes

-Reacciones en el que intervienen la energía calorífica.

-Reacciones de combustión.

SUSTANCIAS REACTANTES.

En este grupo se tiene las siguientes reacciones:

Reacción de síntesis, de adición o combinación. Se presenta cuando dos o más sustancias se combinan para formar un solo compuesto.

S + O2 --> SO2

Reacciones de descomposición. Es la inversa de la síntesis, donde de un solo compuesto se obtienen 2 o más sustancias, generalmente se emplea el calor para la descomposición.

CaCO3 + calor --> CaO + CO2

Reacciones de sustitución o desplazamiento. Son las reacciones en las que los átomos de un elemento desplazan a los átomos de otro elemento en un compuesto.

Fe + H2SO4 --> FeSO4 + H2

Reacciones de doble descomposición o doble desplazamiento. Se presenta cuando dos sustancias reactantes se descomponen e intercambian sus átomos.

H2SO4 + Ba(OH)2 --> BaSO4 + 2H2O

ENERGIA CALORÍFICA.

Dentro de este grupo se encuentran las siguientes reacciones:

Reacciones exotérmicas. Son aquellas reacciones que liberan calor.

C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O + calor

Reacciones endotérmicas. Son aquellas que absorben calor.

2CO2 + 6H2O + calor -> C6H12O6 + 6O2

REACCIONES DE COMBUSTIÓN.

Es un tipo de reacción de oxidación que va acompañada de gran desprendimiento de calor, muchas veces con luz. El calor animal se debe precisamente a la combustión de grasas y azúcares dentro de nuestro organismo, par esto es indispensable el oxígeno; este elemento que sirve para la combustión interna (en el organismo) es transportado por los glóbulos rojos (hemoglobina) desde el pulmón hasta lo tejidos. La combustión de un organismo puede ser completa o incompleta, el primer caso se lleva a cabo con la presencia de suficiente cantidad de oxígeno, mientras que el segundo caso se produce con deficiencia de oxígeno.

A continuación indicaremos algunos aspectos importantes para poder realizar la igualación de las ecuaciones químicas.

EL SIGNO DE LA VALENCIA. La valencia tiene signo en un enlace químico, es una carga eléctrica positiva o negativa, pero no llevan ninguno en un enlace covalente.

NUMERO DE OXIDACIÓN. Es la carga eléctrica que se le asigna a cada átomo en un compuesto determinado, por más que resulte artificial. Es necesario tomar en cuenta lo siguiente:

· Todo elemento libre tiene número de oxidación 0 (cero). Ejemplo: H2, O2, Na, As, Cu.· Los metales combinados tienen números de oxidación siempre positiva. Ejemplos: en los siguientes compuestos, NaCl, Al2O3, los metales sodio y aluminio tienen números de oxidación de +1 y +3 respectivamente.· El flúor combinado en todos sus compuestos tiene número de oxidación de -1.· El hidrógeno tiene número de oxidación de -1 cuando esta combinado con metales, es el caso de los hidruros.· El oxígeno combinado tiene número de oxidación de -2; por excepción tiene número de oxidación de -1, en los peróxidos.· Los no metales combinados tienen número de oxidación positivo (+) o negativo (-),según el elemento que lo acompañe. Ejemplos: en el NaCl, el número de oxidación del Cl es -1, en el Cl2O3 el número de oxidación del Cl es +3.DIFERENCIA ENETRE VALENCIA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN. La valencia es una propiedad verdadera que depende del número de electrones ganados, perdidos o compartidos, como se indico anteriormente; el número de oxidación es un recurso numérico auxiliar. La valencia tiene carácter estructural; el número de oxidación es puramente matemático.

REACCIONES REDOX.

Son aquellas reacciones donde se producen ganancia y pérdida de electrones o una variación en el número de oxidación de los átomos. Ejemplo:

Feo + H+1Cl-1 --> Fe+2Cl2-1 + H2O

En este ejemplo, el fe varía de 0 a +2 por consiguiente a aumentado su número de oxidación, en cambio el hidrógeno varía de +1 a 0 por lo tanto se ha disminuido su número de oxidación. El término REDOX proviene de dos palabras: Reducción y Oxidación.

La oxidación, es un fenómeno donde se produce pérdida de electrones o un aumento en el número de oxidación. Ejemplo:

Feo --> Fe+2 + 2e-

Reducción, es un fenómeno donde se produce ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación. Ejemplo:

So + 2e- --> S-2

REDOX, es un proceso donde se produce la Reducción y la Oxidación en forma simultánea. Ejemplo:

Feo + So --> Fe+2S-2

A la sustancia que provoca la oxidación se denomina Agente Oxidante y a la sustancia que provoca la reducción se llama Agente Reductor.

IGUALACIÓN DE ECUACIONES.

Una ecuación química estará balanceada cuando la cantidad de átomos de cada elemento en la parte de reactantes sea igual al de los productos. Existen 3 métodos para el ajuste de ecuaciones químicas:

Método de simple inspección.En este método se recomienda primero igualar los metales y finalmente el oxígeno. El balance de los átomos de oxígeno muchas veces sirve para verificar si la ecuación está correctamente igualada. Ejemplo:

H2SO4 + Al(OH)3 --> Al2(SO4)3 + H2OSolución:· Como hay dos átomos de Al en el segundo miembro y sólo uno en el primer miembro, se multiplica por 2 al Al(OH)3.· En el segundo miembro aparecen e átomos de azufre y uno en el primero, luego se multiplica por 3 al H2SO4.· En el segundo miembro en total existen 12 átomos de hidrógeno, mientras en el segundo miembro sólo hay dos, en consecuencia se multiplica por 6 al H2O.· Nos sirve para modificar si la ecuación está o no correctamente igualada, la cantidad total de átomos de oxígeno en ambas partes debe ser la misma para que la ecuación esté correctamente igualada. Por lo indicado anteriormente, la ecuación igualada será:

3H2SO4 + 2Al(OH)3 -> Al2(SO4)3 + 6H2O

Método de número de oxidación o redox:

Este método sólo es aplicable a reacciones REDOX. Para resolver por este método, seguir el mismo procedimiento como se hace en el siguiente ejemplo:

HNO3 + H2S -> NO + H2SO4 + H2O

· Se identifica los átomos que sufren variación en el número de oxidación, e decir, se busca un elemento que se oxida y otro que se reduzca, e identificar en cuatas unidades hay oxidación y reducción. Para nuestro caso el elemento que se oxida es el azufre de -2 a +6, oxidándose en 8 unidades, y el elemento que se reduce es el nitrógeno de +5 a +2, reduciéndose en 3 unidades.· Se intercambian los números hallados y se ponen de coeficientes o multiplicadores es decir, el 3 del ácido nítrico pasa al ácido sulfhídrico, y el 8 del ácido sulfhídrico, al ácido nítrico.· Finalmente se completa el ajuste de la ecuación por simple inspección sobre la base de los coeficientes halladas. La ecuación ajustada es:

8HNO3 + 3H2S --> 8NO + 3H2SO4 + 4H2O

Casos especiales:

Cuando el elemento que se oxida o se reduce lleva subíndice en el miembro donde se están anotando los coeficientes para intercambiarlos, el número total de unidades oxidadas o reducidas, debe multiplicarse por el subíndice. También puede presentarse que los coeficientes resultan ser divisibles entre una misma cantidad, por consiguiente se los debe simplificar.

En otros casos puede ser que un mismo elemento se oxide por una parte y se reduce por otra, y necesariamente se debe trabajar con éste elemento para igualar la ecuación. Puede ser también que si no se puede igualar en el primer miembro, se debe realizar en el segundo miembro. Para comprender mejor estos casos especiales necesariamente se debe realizar los ejemplos respectivos.

Método del ion electrón.La mayor parte de las ecuaciones que ocurren el laboratorio, se realizan en disolución acuosa, ésta puede ser ácida, básica o neutra en estos casos, generalmente no se dan todos los reactivos o productos, si no solamente aquellos que han sufrido cambios en estado de oxidación, el resto de los datos deben ser puestos por uno mismo, para igualar por este método se siguen los siguientes pasos:1. Escribir la ecuación correctamente que incluya los reactivos y productos que contengan los elementos que sufren un cambio en el estado de oxidación.

2. Escribir una ecuación parcial para el agente oxidante, con el elemento que está sufriendo una reducción en su estado de oxidación en cada lado de la ecuación. El elemento no debe escribirse como átomo o ion libre a menos que existe como tal. Debe escribirse como parte de una especie molecular o iónica real.

3. Escribir otra ecuación para el agente reductor, con el elemento que está sufriendo un aumento en el estado de oxidación de cada lado de la ecuación.

4. Ajustar cada ecuación parcial considerando el número de átomos de cada elemento. En solución neutra o ácida, se debe agregar H2O o H+ para ajustar los átomos de oxígeno e hidrógeno. Los átomos de oxígeno se ajustan primero. Para cada átomo de oxígeno en exceso en un lado de la ecuación, el ajuste se asegura agregando una molécula de H2O del otro lado. Entonces se utiliza H+ para ajustar los hidrógenos obsérvese que no se utilizan O2 y H2 para ajustar los átomos de oxígeno e hidrógeno a menos que se sepa que son los principales participantes en la reacción.Si la solución es alcalina, se puede utilizar OH-. Para cada oxígeno en exceso en un lado de la ecuación, el ajuste se asegura agregando un H2O en el mismo lado y 2OH, en el otro lado. Si el hidrógeno sigue sin ajustarse después de haber hecho esto, el ajuste se asegura agregando un OH- por cada hidrógeno en exceso del mismo lado que se tiene el exceso y una molécula de H2O en el otro lado, si tanto el oxígeno como el hidrógeno están en exceso en el mismo lado de la ecuación esquemática, puede escribirse un OH del otro lado por cada par en exceso de H y O.

5. Si un elemento que esta sufriendo un cambio en el estado de oxidación forma un complejo en uno de sus estados con algún otro elemento, se ajusta los grupos acomplejantes con especies de ese elemento en el mismo estado de oxidación que aparece en el complejo.

6. Se ajusta cada ecuación parcial con respecto al número de cargas agregando electrones, ya sea en el lado izquierdo o derecho de la ecuación, si se han seguido cuidadosamente los pasos anteriores, se encontrará que los electrones deben agregarse a la izquierda en la ecuación parcial para el agente oxidante y a la derecha en la ecuación parcial para el agente reductor.

7. Se multiplica cada ecuación parcial por un número determinado, de tal manera que el número total de electrones perdidos por el agente reductor sea igual al número de electrones ganados por el agente oxidante.

8. Se suman las dos ecuaciones parciales que resultan de las ecuaciones. En la ecuación sumada, se cancelan los dos lados. Todos los electrones se deben cancelar.

9. Para comprender la naturaleza de la reacción, el paso 8 debe considerarse el último paso. Para los cálculos en los que se consideran las masas de los reactivos o de los productos, se deben transformar la ecuación ionica del paso 8 en una ecuación molecular. Esto se hace agregando en cada lado de la ecuación números iguales de los iones que no sufren transferencia electrónica, pero que están presentes junto con los reactivos en las sustancias químicas neutras. Pueden combinarse pares apropiados de iones para dar una fórmula molecular.

10. Se debe verificar la ecuación final contando el número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación. Si se omitió el paso 9 se debe verificar también la carga neta de cada lado.Ejemplo: iguales la siguiente ecuación por el método del ion electrón.

HNO3 + H2S --> H2SO4 + NO + H2O

8x (NO3- + 4H+ 3e- --> NO + 2H2O)

3x (S= + 4H2O --> SO4- + 8H+ + 8e-)

8NO3- +32H+ +24e- + 3S= +12H2O --> 8NO +16H2O +3SO4= + 24H+ + 24e-

Simplificando:

8NO3- + 8H+ + 3S= --> 8NO + 4H2O + 3SO4=

Finalmente se tiene la ecuación igualada:

HNO3 + 3H2S --> 3H2SO4 + 8NO + 4H2O

Es necesario ejercitar sobre los métodos de igualación de ecuaciones químicas para tener un dominio perfecto de los 3 métodos estudiadas anteriormente.


Cualquier consulta o sugerencia: vlgvivi@yohoo.com / vlgvivi@mara.scr.entelnet.bo