sábado, 2 de junio de 2012

Reacciones Químicas


Tipos de Reacciones Químicas
Las reacciones químicas pueden clasificarse de manera sencilla en cinco grandes grupos.  Existen otras clasificaciones, pero para predicción de los productos de una reacción, esta clasificación es la más útil. 
Reacciones de Síntesis o Composición
En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto. 
Síntesis Química: la combinación de dos o mas sustancias para formar un solo compuesto.
A+  BàC
(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)

 
Ejemplo:
Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario correspondiente.  En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio.  La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
4 Al (s) +  3 O2 (g) à  2 Al2O3 (s)
Nota: Es importante recordar los elementos que son diatómicos, los cuales se escriben con un subíndice de 2 cuando no se encuentran combinados y participan en una reacción.  Estos son el hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, bromo y el  yodo. 
 
Reacciones de Descomposición o Análisis
Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.
 
Descomposición Química: la formación de dos o mas sustancias a partir de un solo compuesto.
Aà B + C
(donde B y C pueden ser elementos o compuestos)

Ejemplo­:
Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman.  En este caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
2 HgO (s) à  2 Hg (l)  + O2 (g)
 
Reacciones de Desplazamiento o Sustitución Sencilla
Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto.  En general, los metales remplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales remplazan no metales.  La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au.  El orden de actividad de los no metales mas comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más activo.
Desplazamiento Químico: un elemento remplaza a otro similar y menos activo en un compuesto.
AB + C à  CB + A   ó   AB + C  à  AC + B
(dónde C es un elemento más activo que un metal A o un no metal B)
Ejemplo 1:
El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio.  A la vez, el cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción.   La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
Mg (s) +  CuSO4 (ac) à  MgSO4 (ac)  +  Cu (s)
Ejemplo 2:
El flúor es un no metal más activo que el oxígeno y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando fluoruro de sodio.  A la vez, el oxígeno queda en su estado libre como otro producto de la reacción.   La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
 2 F2 (g) +  2 Na2O (ac) à 4 NaF (ac)  +  O2 (g)
 
Reacciones de Doble Desplazamiento o Intercambio
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes.  En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.
Doble Desplazamiento Químico: los reactantes intercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y viceversa.
AB + CD à  AD + CB
Ejemplo:
En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de plata.  Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato.  La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
AgNO3 (ac) +  HCl (ac) à  HNO3 (ac)  +  AgCl (s)
Reacciones de Neutralización
Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio.  Su particularidad es que  ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido. 
Ejemplo:
La reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio.  La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:   
H2SO4 (ac) +  2 NaOH (ac) à  2 H2O (l)  +  Na2SO4 (ac)



Balanceo método redox

Balanceo por el método del número de oxidación
El método de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para balancear ecuaciones moleculares.
Ejemplo:
Descripción: ocean_arrow_sm.gif Balancear la siguiente reacción química:
Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos:
1.  Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor
2.  Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce.  
3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2.
4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:
8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.
Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.
Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual al número de electrones ganados en la reducción.
e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción
e- transferidos = 4e- = 4e-


BALANCEO ION-ELECTRON

Es el método de balance de ecuaciones más difícil de aplicar pero en ocasiones es el único posible.
En principio se debe identificar qué  especie se oxida y cuál se reduce para plantear las dos semi – reacciones.  En segundo lugar se indica cuantos electrones se están perdiendo y cuántos se están ganando.  
Dependiendo de cuál sea el medio se balancea la carga con H+ u OH-. Luego se realiza el balance de masa con agua.
Finalmente se balancean los electrones de manera que los que se pierdan sean igual a los que se ganan
Se halla la ecuación final sumando las dos semi – reacciones.
Ejemplo
Dada la reacción del permanganato de potasio con agua oxigenada en medio ácido.
MnO4-  + H2O→  Mn+2 + O2
 El permanganato pasa a Mn+2 y el agua oxigenada a O2
Variación de los números de oxidación
5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2
El manganeso en el permanganato tiene número de oxidación +7 (x + (-2).4 = -1) y en el producto  +2, es decir que ha disminuido en 5 su número de oxidación lo que implica la ganancia de 5 electrones. Esta es la reacción de reducción.
El oxígeno del agua oxigenada ha pasado de -1 (número de oxidación del oxígeno en los peróxidos a 0 correspondiente al oxígeno elemental). Es decir que ha perdido un electrón por átomo de oxígeno. Esta es la reacción de oxidación.
H2O→  2 e-   + O2
Para balancear las cargas se utiliza H+ porque el medio es ácido.
En la reacción de reducción se observa que la carga del lado de los reactivos es -6 y del lado de los productos es +2. Como se debe balancear con carga positiva se colocan los H+  del lado de los reactivos. En este caso 8 para que la carga total sea +2-
8 H+ +  5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2
En la reacción de oxidación se tiene 0 del  lado de los reactivos y -2 en los productos por lo que se balancea de ese lado con 2 H+-
H2O→  2 H+  + 2 e-   + O2
Una vez realizado el balance de carga se realiza el de masa con agua.
8 H+ +  5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2 + 4 H2O
H2O→  2 H+  + 2 e-   + O2
Para igualar la cantidad de electrones es necesario multiplicar la primera semi-reacción por 2 y la segunda por 5-
2.(8 H+ +  5 e-  +  MnO4-                 →  Mn+2 + 4 H2O)
5(H2O2                                                    →  2 H+  + 2 e-   + O2   
Si se realiza la suma de las dos semi-reacciones:                                               .
16 H+ + 10 e- + 2 MnO4-  + 5 H2O2→ 2 Mn+2 + 8 H2O + 10 H+  + 10 e-   +5 O2
Simplificando se tiene:
6 H+ + 2 MnO4- + 5 H2O2  →  2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2



COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Uno de los problemas cotidianos con los que se enfrentan los químicos es determinar la clase y cantidad de elementos químicos que forman parte de una muestra analizada y en qué cantidad lo hacen. Los resultados del análisis químico se reportan como porcentajes de cada elemento presente en la muestra. En este sentido se llama composición porcentual.
El cálculo de la composición porcentual a partir de la fórmula molecular es sencillo. Basta calcular la masa molar y dividir entre ella la masa de cada elemento presente en la fórmula.

Al multiplicar el resultado por cien se obtiene el porcentaje.

La fórmula es:

Composición porcentual = masa atómica X número de átomos en la fórmula X 100
                                              ___________________________________________
                                                                                      Masa molecular

La suma total de cada uno de los porcentajes en cuanto a composición porcentual debe resultar 100, con un rango de variación de +/ 0.2 %




FÓRMULA MÍNIMA.
Si se conoce la composición porcentual de un compuesto puede determinarse la fórmula mínima, también denominada fórmula empírica, para ello se utiliza el procedimiento siguiente:
1. se transforman los porcentajes en masa, a partir del supuesto de que la muestra en cuestión tiene una masa de 100 g.
2. a continuación se calculan los moles de cada uno de los elementos químicos dividendo la masa entre su masa atómica. n = m /M
3) De los resultados obtenidos en el paso número 2 se elige el de menor valor y entre éste se dividen todos y cada uno. Si al terminar los cálculos se obtienen números fraccionarios, éstos se multiplican por una cantidad que los transforme en enteros.
4) Se construye la fórmula utilizando los datos del paso 3 como coeficientes o subindices.


INTEGRANTES DEL EQUIPO:

Arredondo Hernández Eva Adriana
Fuentes Esparza Mario Alberto
Paniagua González Alan Emanuel
Sáenz Morales Carlos Giovanni

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