Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs.Químicas Clases Principales de Reacciones Químicas Prof. Josefina Canales La función del agua como disolvente: Solubilidad de compuestos iónicos Conductividad eléctrica – El flujo de corriente eléctrica en una solución es una medida de la solubilidad de compuestos iónicos o una medida de la presencia de iones en una solución. Electrolito – Es una sustancia que conduce la corriente cuando se disuelve en agua. Los compuestos iónicos solubles se disocian completamente y pueden conducir una gran corriente por lo que se denominan electrolitos fuertes. NaCl(s) + H2O(l) Na+(ac) + Cl -(ac) Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua cada ión se solvata, rodéandose de moléculas de disolvente. Estos iones se denominan “acuosos”, se mueven libremente a través de la solución, y conducen la electricidad, o ayudan a los electrones a moverse a través de la solución. La conductividad eléctrica de soluciones iónicas A El agua destilada no conduce corriente eléctrica B Los iones positivos y negativos fijos en un sólido no conducen corriente eléctrica Hacia el Hacia el electrodo electrod o (+) C En solución, los iones(-) positivos y negativos se mueven y conducen corriente eléctrica ¿Conduce electricidad en la disolución? Cationes (+) y Aniones (-) Electrólito fuerte: 100% disociación NaCl (s) H 2O Na+ (ac) + Cl- (ac) Electrólito débil: no se disocia completamente CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac) 5 g de fluoruro de rubidio disueltos en agua c) 75.0 moles de carbonato de sodio disueltos en agua b) 46.56M disueltos en agua H2O a) Na2CO3 (s) 2 Na+(ac) + CO3-2(ac) moles de Na+ = 4.Determinación de moles de iones en soluciones acuosas de compuestos iónicos Problema: ¿Cuántos moles de cada ion hay en las siguientes soluciones? a) 4.0 moles Na2CO3 x 2 moles Na+ 1 mol Na2CO3 = 8.0 moles Na+ y 4.0 moles de CO3-2 también están presentes .0 ml de bromuro de escandio 0. 47 g RbF H2O entonces están presentes 0.Determinación de moles de iones en soluciones acuosas de compuestos iónicos b) RbF(s) H2O Rb+(ac) + F -(ac) = 0.445 moles de F – c) ScBr3 (s) Sc+3(ac) + 3 Br -(ac) Conversión de volumen a moles : Moles de ScBr3 = 75.042 mol ScBr3 x = 0.56 mol ScBr3 = 0.5 g RbF x 1 mol RbF 104.042 mol ScBr3 10 ml 1L 3 mol Br Moles de Br = 0.126 moles de Br 1 mol ScBr3 y 0.042 moles de Sc+3 también están presentes .445 moles RbF moles de RbF = 46.0 ml x 13L x0.445 moles de Rb+ y 0. Distribución de electrones en moléculas de H2 y H2O . por ejemplo: Solubilidad de NaCl en agua a 20oC = 365 g/L Solubilidad de MgCl2 en agua a 20oC = 542. La solubilidad de los denominados compuestos “insolubles” puede ser de varios órdenes de magnitud menores a la de aquellos llamados “solubles” en agua. Existe un enorme rango en la solubilidad de compuestos iónicos en el agua.9 g/L Solubilidad de AgCl en agua a 20oC = 0.5 g/L Solubilidad de AlCl3 en agua a 20oC = 699 g/L Solubilidad de PbCl2 en agua a 20oC = 9.La solubilidad de compuestos iónicos en agua La solubilidad de compuestos iónicos en el agua depende de las magnitudes relativas de las fuerzas electrostáticas entre los iones en el compuesto iónico y las fuerzas de atracción entre los iones y las moléculas de agua en el disolvente.009 g/L Solubilidad de CuCl en agua a 20oC = 0.0062 g/L . etanol (C2H5-OH). ni el grupo -OH se consideran “no polares”. H Metanol = Metil alcohol H C O H H Otros compuestos covalentes que no contienen un centro polar. Octano = C8H18 y/o Benceno = C6H6 . Como ejemplos están los hidrocarburos en la gasolina y el aceite que provocan los problemas obvios en los derrames petroleros. y el etileno glicol (C2H6O2) en el anticongelante de automóviles. éstos tienen muy pocas o ninguna interacción con las moléculas de agua. sacarosa (C12H22O11). Algunos ejemplos de estos compuestos son el azúcar de mesa. bebidas alcohólicas. donde el petróleo no se mezcla con el agua y forma una capa en su superficie.La solubilidad de compuestos covalentes en agua Los compuestos covalentes que son muy solubles en agua son aquellos que incluyen el grupo -OH y los llamados “polares” que pueden tener fuertes interacciones polares(electrostáticas) con el agua. la atracción del átomo de hidrógeno de la molécula del agua del átomo de hidrógeno en HI es mayor que la atracción del ion de yodo para el átomo de hidrógeno y se pierde en la molécula de agua para formar un ion hidronio y un yoruro en solución. La presencia de un átomo de hidrógeno que se pierde fácilmente en una solución es un “ácido” y se llama la solución “ácida”. HI + H O H+ + I (g) 2 (L) (ac) (ac) HI(g) + H2O(L) HI(g) H2O H3O+(ac) + I -(ac) H+(ac) + I -(ac) .Ácidos –Grupo de moléculas covalentes que pierden iones de hidrógeno en moléculas de agua en una solución Cuando un yoruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua. El átomo de hidrógeno en una solución se puede expresar como H+(ac) or as H3O+(ac). El agua (H2O) también podria escribirse sobre la flecha para indicar que el solvente era agua en que el HI se disolvió. El protón hidratado . 687 mol H+ / 2. La concentración de los iones de hidronio será de dos veces la molaridad del ácido. dividir los moles entre el volumen para obtener la molaridad de los iones del sulfato y el ácido.30 litros de solución ácida? Plan: Determinar el número de moles de ácido sulfúrico.687 Molar en SO4.30 litros = 0.30 l solución Molaridad de H+ = 2 x 0.2(ac) Moles H2SO4 = 155 g H2SO4 x 1 mol H2SO4 = 1. Solución: Dos moles de H+ se liberan por cada mol de ácido: H2SO4 (l) + 2 H2O(l) 2 H3O+(ac) + SO4. ¿Cuál es la molaridad y los iones de sulfato e hidronio en una solución preparada al disolver 155g de ácido sulfúrico concentrado en agua suficiente para producir 2.2 2.58 moles H2SO4 98. cada molécula de ácido sulfúrico perderá dos protones para producir dos iones de hidronio y un ion de sulfato.597 Molar en H+ .09 g H2SO4 -2 1.58 mol SO 2 4 Molaridad de SO4 = = 0.Ácidos fuertes y la molaridad de iones H+ en soluciones acuosas de ácidos Problema: En soluciones acuosas. La reacción de Pb(NO3)2 y Sal . Para determinar qué sucederá debemos observar la tabla de solubilidad (p. así que se formará un precipitado. Observemos algunos ejemplos para ver qué sucede al juntar dos soluciones diferentes. En este caso se puede tener nitrato de plomo y yoduro de sodio o yoduro de plomo y nitrado de sodio. existe la posibilidad de que se forme un compuesto insoluble. Pb(NO3)2 (ac) + 2 NaI(ac) PbI2 (s) + 2 NaNO3 (ac) .143) para determinar lo que se forma. los iones se pueden combinar en la manera en que entraron a la solución o pueden intercambiar su constitución. La tabla indica que el yoduro de plomo será insoluble.Reacciones de precipitación: Se forma un producto sólido Cuando se mezclan dos soluciones acuosas. Pb(NO3) (ac) + NaI(ac) Pb+2(ac) + 2 NO3-(ac) + Na+(ac) + I-(ac) Cuando se juntan estas dos soluciones. así que no existe reacción neta.Reacciones de precipitación: ¿Se formará un precipitado? Si a una solución que contiene cloruro de potacio se le agrega una solución que contiene nitrato de amonio. ¿obtendremos un precipitado? KCl(ac) + NH4NO3 (ac) = K+(ac) + Cl-(ac) + NH4+(ac) + NO3-(ac) Al intercambiar cationes y aniones vemos que podríamos tener cloruro de potacio y nitrato de amonio. KCl(ac) + NH4NO3 (ac) =¡No hay reacción! Si se mezcla una solución de sulfato de sodio con una solución de nitrato de bario. por lo tanto. se obtendrá un precipitado. ¿obtendremos un precipitado? En la tabla de solubilidad se muestra que el sulfato de bario es insoluble. o nitrato de potacio y cloruro de amonio. La tabla de solubilidad muestra que todos los productos posibles son solubles. Na2SO4 (ac) + Ba(NO3)2 (ac) BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (ac) . Una reacción de precipitación y sus ecuaciones Ecuación molecular 2AgNO3(ac) + Na2CrO4(ac) Ag2CrO4(s) + 2NaNO3(ac) Nitrato de plata Cromato de sodio Cromato de plata Nitrato de sodio Ecuación iónica total _ _ 2Ag+(ac) + 2NO3 (ac) + 2Na+(ac) + CrO42 (ac) Ecuación iónica neta 2Ag+(ac) + + Ag2CrO _ 4(s) + 2Na (ac) + 2NO3 (ac) CrO42 (ac) _ Ag2CrO4(s) . excepto los del grupo1A (1) y los miembros más grandes del grupo2A(2) (empezando con el Ca2+). excepto los de Ag+. Sr2+. excepto los del grupo1A(1) y NH4+. acetatos (CH3COO-).) y ion amonio (NH4+) son solubles.K+. Pb2+. . 4) Todos los sulfatos comunes (SO42-) son solubles. etc. Cu2+. y yoduros(I-) son solubles. y NH4+. 3) Todos los cloruros comunes (CI). y Pb2+. y Hg22+. 2) Todos los carbonatos (CO32-) y fosfatos comúnes (PO43-) son insolubles. 2) Todos los nitratos comunes (NO3-). grupo 2A(2). excepto los del grupo 1A(1). 3) Todos los sulfuros comunes son insolubles. excepto los de Ca+2. y la mayoría de los percloratos(ClO4-) son solubles. bromuros(Br -). Ba2+.Reglas de solubilidad para compuestos iónicos en agua Compuestos iónicos solubles 1) Todos los compuestos del grupo 1A(I) iones (Na+. Compuestos iónicos insolubles 1) Todos los hidróxidos metales comunes son insolubles. Predicción de la ocurrencia de una reacción de precipitación. Al intercambiar iones. ¡Todos los iones son espectadores! . Ecuación molecular Ca(NO3)2 (ac) + Na2SO4 (ac) CaSO4 (s) + NaNO3 (ac) Ecuación iónica total Ca2+(ac)+2 NO3-(ac) + 2 Na+(ac)+ SO4-2(ac) CaSO4 (s) + 2 Na+(ac+) 2 NO3-(ac) Ecuación iónica neta Ca2+(ac) + SO-4(ac) CaSO4 (s) Los iones espectadores son Na+ y NO3b) Mezcla de sulfato de amonio y cloruro de magnesio. por tanto. no ocurrirán reacciones químicas. no se forma ninguna precipitación. escritura de ecuaciones: a) Mezcla de nitrato de calcio y sulfuro de sodio. Los ácidos y las bases débiles se disocian poco y son electrolitos débiles. Los ácidos y las bases fuertes se disocian completamente. y su fuerza se categoriza en razón de su grado de disociación en iones en soluciones acuosas para producir iones de hidronio o hidróxido. La reacción general entre un ácido y una base es: HX(ac) + MOH(ac) MX(ac) + H2O(L) Ácido + Base = Sal + Agua .Reacción ácido . Una base es una sustancia que produce iones OH – cuando se disuelve en agua. y son electrolitos fuertes. Los ácidos y las bases son electrolitos.base Reacciones de neutralización Un ácido es una sustancia que produce iones H+ (H3O+) cuando se disuelve en agua. Comportamiento de los electrolitos fuertes y débiles A Electrolito fuerte B Electrolito débil . NaOH Hidróxido de potasio. HBr Ácido yodhídrico. KOH Hidróxido de calcio. HF Ácido fosfórico. Sr(OH)2 Hidróxido de bario. HNO3 Ácido sulfúrico. HCl Ácido bromhídrico. Ba(OH)2 Débiles Ácido fluorhídrico. NH3 .Ácidos y bases selectos Ácidos Fuertes Ácido clorhídrico. H2SO4 Ácido perclórico HClO4 Bases Fuertes Hidróxido de sodio. H3PO4 Ácido acético. CH3COOH (o HC2H3O2) Débiles Amoniaco. HI Ácido nítrico. Ca(OH)2 Hidróxido de estroncio. Escritura de ecuaciones balanceadas para reacciones de neutralización I Problema: Escriba las reacciones químicas balanceadas (molecular. Solución: a) Ca(OH)2 (ac) + 2HI(ac) CaI2 (ac) + 2H2O(l) Ca2+(ac) + 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) + 2 I -(ac) Ca2+(ac) + 2 I -(ac) + 2 H2O(l) 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) 2 H2O(l) . iónica neta) para las siguientes reacciones químicas: a) Hidróxido de calcio(ac) y ácido yodhídrico(ac) b) Hidróxido de litio(ac) y ácido nítrico(ac) c) Hidróxido de bario(ac) y ácido sulfúrico(ac) Plan: Todos éstos son ácidos y bases fuertes. iónica total. por lo tanto producirán agua y las sales correspondientes. Escritura de ecuaciones balanceadas para reacciones de neutralización II b) LiOH(ac) + HNO3 (ac) LiNO3 (ac) + H2O(l) Li+(ac) + OH -(ac) + H+(ac) + NO3-(ac) Li+(ac) + NO3-(ac) + H2O(l) OH -(ac) + H+(ac) c) Ba(OH)2 (ac) + H2SO4 (ac) H2O(l) BaSO4 (s) + 2 H2O(l) BaSO4 (s) + 2 H2O(l) BaSO4 (s) + 2 H2O(l) Ba2+(ac) + 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) + SO42-(ac) Ba2+(ac) + 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) + SO42-(ac) . Titulación ácido base H+(ac) + X (ac) + _ M+(ac) + OH (ac) _ H2O(l) + M+(ac) + X (ac) _ . Determinación de la concentración de ácido por una titulación ácido – base) Volumen (L) de base (diferencia en las lecturas de la bureta) multiplicar por M (mol/L) de base Cantidad (moles) de base relación molar Cantidad (moles de ácido) dividir entre el volumen (L) de ácido M (mol/L) de ácido . 00 mg de hydrogenphthalate de potasio en un matraz con unas cuantas gotas de un indicador.55 ml. Solución: HKC8H4O4 (ac) + OH -(ac) KC8H4O4-(ac) + H2O(ac) .Determinación de la concentración de ácido por una titulación ácido – base Problema: Se realiza una titulación entre hidróxido de sodio e hydrogenphthalate de potasio (KHP) para estandarizar la solución base. y la lectura inicial de la bureta es 0.87 ml. Una bureta se llena con la base. entonces sabemos las moles de base . colocando 50. al final de la titulación la lectura de la bureta es 33. la reacción es igual molar. ¿Cuál es la concentración de la base? Plan: Use la masa molar del KHP (204. y a partir de las diferencias en las lecturas de la bureta podemos calcular la molaridad de la base.2 g/mol) para calcular el número de moles del ácido. de la ecuación balanceada. 0.87 ml .55 ml = 33.00024486 moles de base en un volumen de 33.2 g KHP 1000 mg 1 mol KHP = 0. por tanto 0.00 mg KHP x 1.32 ml de base Un mol de ácido = un mol de base.03332 L = 0.Determinación de la concentración de base por una titulación ácido .00024486 moles molaridad de base = 0.07349 M .07348679 moles por litro molaridad de base = 0.base moles KHP = 50. 0.00 g 204.00024486 mol KHP Volumen de base = Lectura final en la bureta –Lectura inicial en la bureta = 33.32 ml.00024486 moles de ácido producirán 0. que deja la sal sólida Cristal de sal base fuerte MOH(ac) Cambio químico. transferencia de un H_+ del H3O+ al OH formando H2O _ H3O+(ac) + X (ac) M+(ac) + OH (ac) _ mezcla 2H2O(l) + M+(ac) + X (ac) _ 2H2O(g) + MX(s) ácido + base Sal + H2O .Reacción acuosa ácido.base fuerte en escala atómica Iones M+ y X permanecen en la solución como iones espectadores _ ácido fuerte HX(ac) Mezcla de las soluciones acuosas de ácido-base fuerte Evaporación del agua. .Una reacción ácido-base que forma un producto gaseoso Ecuación molecular NaHCO3(ac) + CH3COOH(ac) Ecuación iónica total _ Na+(ac) + HCO3 (ac) + CH3COOH(ac) CH3COONa(ac) + CO2(g) + H2O(l) CH3COO (ac) + Na+(ac) + CO2(g) + H2O(l) _ Ecuación iónica neta _ HCO3 (ac) + CH3COOH(ac) CH3COO (ac) + CO2(g) + H2O(l) _ La reacción de ácido con carbonatos o bicarbonatos producirá gas de dióxido de carbono que se libera de una solución como gas en forma de burbujas. Transferencia de electrones Formación de un compuesto iónico Solido ionico Pares de electrones compartidos igualmente Desplazamiento de electrones Pares de electrones compartidos desigualmen te Formación de un compuesto covalente El proceso redox en la formación de un compuesto . N.N.N. no metales (excepto O).N. = carga del ion 3) La suma de los valores N.O.O.N. etc. = +1 en todos los compuestos O.y otros halógenos menores en el grupo. Para los átomos en un compuesto es igual a cero.. = -1 en peróxidos O. = -1 en todos los compuestos 5) Para oxígeno: O. = +2 en todos los compuestos O. O. = -2 en todos los otros compuestos (excepto con F ) 6) Para el grupo 7A (17) O. = -1 en combinación con los metales y el boro 4) Para el flúor: O.N.) N. O2 Cl2. Para los átomos en un ion poliatómico es igual a la carga del ion. La suma de los valores de N. .O. Reglas para átomos específicos o grupos de la tabla periódica 1) Para el grupo 1A (1): 2) Para el grupo 2A (2): 3) Para el hidrógeno: O. = +1 en combinación con no metales O.N.Reglas para asignar el número de oxidación Reglas generales 1) Para un átomo en su forma elemental (Na.N. = -1 en combinación con metales. = 0 2) Para un ion monoatómico: N. Números de oxidación mayor y menor de los grupos reactivos principales de elementos +1 +1 -1 1 H 1A 2A +1 +2 2 Li Be 3A 4A 5A 6A 7A +3 +4-4 +5-3 +6-2 +7-1 B C N O F 3 Na Mg no metales metaloides 6 metales 7 Cs Ba Fr Ra 4 K Ca Al Si P S Cl Br Ga Ge As Se 5 Rb Sr In Tl Sn Sb Te Pb Bi I Po At . Un resumen de la terminología para reacciones oxidación –reducción (redox) Transferencia o desplazamiento de electrones X pierde electrones X se oxida Y gana electrones Y es reducido X es el agente reductor X incrementa el número de oxidación Y es el agente oxidante Y decrece en número de oxidación . +2 -4 Kr +2 5 +1 Cs +1 +2 Ba +2 6 Xe In Sn Sb Te -1 I +3.-2 +3.+1 +4.+2.+2 +4.+2 +3.+1 VIIIA He Ne Ar 4 Ge +4.-4 +5.+4 +7.+5 -3 +2.+4 +1 -4 -3 -2 +3.+2 Todos de -1 -1. +5.+5 -3 -2 +3.+3 +6.-4 +5 -3 -1.+4 +7.+3 +6.Periodo IA H 1 +1 -1 Li 2 +1 3 Elementos del grupo principal IIA Be +2 IIIA B +3 Na +1 K +1 Rb Mg +2 Ca +2 Sr Al +3 Ga IVA VA VIA VIIA C N O F +4.-2 +3.+1 +2 Rn Tl Pb Bi Po -1 At +6.+4 +7.+1 As Se -1 Br +5.+2 +3 +2.+1 .+5 +6.+5 +2 +3.+4 +7.-2 Si P S -1 Cl +4.+3 +6. +3 +4 +4.+5 +8.Metales de transición Posibles estados de oxidación VIIIB IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB Sc Ti V Cr +2Mn Fe Co Ni Cu Zn +3 +4.+2 +2 +2.+6 +3.+2 +3.+5 +8.+3 +1 .+3 +4.+4 +6.+1 +2 +2 +3+2 +2 +4.+1 +2.+4 +6.+3 +5.+3 +4.+2 +1 +2 +4.+2 +3.+3 +5.+5 +7.+3 +7.+3 +4.+5 +7.+4 +6.+6 +4.+5 +3 +4.+3 Y Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag +5.+3 Zr Cd +2 La Hf Ta W Re +2Os Ir Pt Au Hg +3 +4.+1 +3 +4 +4 +4. O. a) cloruro de hierro III b) dióxido de nitrógeno c) ácido sulfúrico Plan: Aplicaremos las reglas de la Tabla 4. y en un ion poliatómico resulten la carga del ion. de Cl. c) H2SO4 El N. Entonces el átomo de sulfuro es de +6. de H es +1. en un compuesto sean igual a cero.es -1.O. Puesto que el N.3. asegurándonos siempre de observar los valores de oxidación para que los valores de N. Solución: a) FeCl3 Este compuesto está constituido de iones monoatómicos.O. entonces el grupo SO42. El N. De N es +4.O. Por tanto.O. .Determinación del número de oxidación de un elemento en un compuesto Problema: Determine el número de oxidación (N. en un compuesto debe ser cero. de O es -2 para un total de -8.O.) de cada elemento en los siguientes compuestos. de oxígeno es -2 para un total de -4. b) NO2 El N. el N. para un total de -3. El N. el Fe es +3.O.O.debe sumar -2. Reconocimiento de agentes oxidantes y reductores - I Problema: Identifique el agente oxidante y el reductor en las siguientes reacciones: a) Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g) Plan: Primero asignaremos el número de oxidación (N.O.) a cada átomo (o ion) con base en las reglas de la Tabla 4.3. El reactivo es el agente reductor si contiene un átomo que se oxida (N.O.se incrementa en la reacción). El reactivo es el agente oxidante si contiene un átomo que se reduce (N.O. disminuye). Solución: a) Asignación de los números de oxidación: -1 +1 -1 0 +2 ZnCl2 (ac) + H2 (g) 0 Zn(s) + 2 HCl(ac) ¡HCl es el agente oxidante, y Zn es el agente reductor! Balanceo de ecuaciones Redox en ácidos acuosos y soluciones base : ÁCIDO: Se puede agregar H+ ( H3O+ ), o agua ( H2O ) a cualquier lado de la ecuación química. H+ + OH H2O BASE: Se puede agregar OH-, o agua a cualquier lado de la ecuación química. H+ + OH H+ + H2O H2O H 3O+ Balanceo de ecuaciones REDOX: El método del número de oxidación Paso 1) Asigna los números de oxidación a todos los elementos en la ecuación. Paso 2) A partir de los cambios en los números de oxidación, identifica las especies oxidadas y reducidas. Paso 3) Cuenta el número de electrones perdidos en la oxidación y ganados en la reducción a partir de los cambios en los números de oxidación. Dibuja líneas delgadas entre estos átomos para mostrar los cambios de electrones. Paso 4) Multiplica uno o los dos de estos números por factores apropiados para hacer que los electrones perdidos sean igual a los ganados, y usa estos factores como coeficientes de balanceo. Paso 5) Completa el balanceo por inspección, agregando los estados de la materia. Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N.O. - I 0 ___ 2 H2 (g) +___ O2 (g) 0 - 1 e+2 e- -2 ___ 2 H2O(g) +1 Electrones perdidos = electrones ganados; por tanto, multiplica la reacción del hidrógeno por 2, ¡y se obtiene el balanceo! O. . o iones hidronio. 5 Fe+2(ac) + MnO4-(ac) +8 H3O+(ac) 5 Fe+3(ac) + Mn+2(ac) +12 H2O(ac) . esto requerirá de 8 protones. 5 Fe+2(ac) + MnO4-(ac) + H3O+(ac) 5 Fe+3(ac) + Mn+2(ac) + H2O(ac) Haz cuatro moléculas de agua de los protones del ácido.Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N. y los oxígenos del MnO4-.II +2 -1e+3 Fe+3(ac) + Mn+2(ac) + H2O(ac) Fe+2(ac) + MnO4-(ac) + H3O+(ac) +5 e+2 +7 Multiplica Fe+2 & Fe+3 por 5 para corregir los electrones ganados por el manganasio. Se formará un total de 12 moléculas de agua. +5Fe+2(ac) Fe+3(ac) +e.[reacción media de oxidación] Mn+2(ac) ¡agrega H+ a los reactivos y el producto será agua! MnO4-(ac) + 8H3O+(ac) +5eSuma las dos reacciones medias Mn+2(ac) + 12H2O(l) [reacción media de oxidación] { Fe+2(ac) MnO4-(ac) + 8H3O+(ac) +5eMnO4-(ac)+ 8H3O+(ac)+5e.Balanceo REDOX por el método de reacción .+ Mn+2(ac)+ 12H2O(l) .media Fe+2(ac) + MnO4-(ac) Fe+3(ac) + Mn+2(ac) [solución ácida] Identifica las reacciones medias de oxidación y reducción Fe+2(ac) MnO4-(ac) Fe+3(ac) + e.} x5 Mn+2(ac) + 12H2O(l) 5Fe+3(ac)+5e. se dirige a MnO2 y pierde dos átomos de oxígeno. 3 SO3-2(ac) + 2 MnO4-(ac) + H2O(l) 3 SO4-2(ac) + 2 MnO2 (s) + 2 OH- . puesto que tenemos más oxígeno en el sulfato que en el sulfito. MnO4-(ac) + 2 H2O(l)+ 3e - MnO2 (s) + 4 OH-(ac) Multiplica la ecuación de la oxidación por 3 para hacer los electrones 6.al lado del reactivo.media MnO4-(ac) + SO32-(ac) Oxidación: SO32MnO2 (s) + SO42-(ac) [solución básica] SO42-(ac) + 2e - Agrega OH.Balanceo REDOX por el método de reacción . SO32-(ac) + 2 OH-(ac) SO42-(ac) + H2O(l) + 2e Reducción: MnO4-(ac) + 3e MnO2 (s) Agrega agua al lado del reactivo y OH.al lado del producto para recoger el oxígeno perdido cuando MnO4. Multiplica la ecuación de reducción por 2 para que los electrones resulten 6 y agregar los dos. y agua al lado del producto para obtener oxígeno y hacer un balanceo. MnO4-(ac) + 3 e. 3SO32-(ac) + 2MnO4-(ac) + 2H+(ac) 3 SO42-(ac) + 2MnO2 (s) + H2O(l) .Balanceo REDOX por el método de reacción .+ 4H+ MnO2 (s) + 2 H2O(l) Multiplica la ecuación de la oxidación por 3 y la ecuación de la reducción por 2 para cancelar electrones. y agrega hidrógenos al lado del reactivo. protones y moléculas de agua. SO32-(ac) + H2O(l) SO42-(ac) + 2 H+(ac) + 2 e Reducción: MnO4-(ac) + 3 eMnO2 (s) Agrega agua al lado del proucto para recoger el oxígeno extra de los componentes de Mn.media MnO4-(ac) + SO32-(ac) MnO2 (s) + SO42-(ac) [solución ácida] Oxidación: SO32-(ac) SO42-(ac) + 2 e Agrega agua al lado del reactivo para proporcionar un oxígeno y agrega dos protones al lado del producto que quedará con dos electrones más. 2 MnO4-(ac) + 3 SO32-(ac) + H3O+(ac) 2 MnO2 (s) + 3 SO42-(ac) + H 2O(ac) Para el balance final es necesario tomar en cuenta que los protones necesarios para los átomos de oxígeno deben ser balanceados.2 e+6 Para balancear los electrones.III +7 + 3 e( Solución ácida ) MnO2 (s) + SO42-(ac) +4 MnO4-(ac) + SO32-(ac) +4 . y puesto que hemos llamado H+ ion .Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N. y agua al lado del producto.y el Permanganato por 2.O. . debemos multiplicar el sulfito por 3.iones hidronio. agregando ácido al lado del reactivo. ¡se formará agua! 2 MnO4-(ac)+ 3 SO32-(ac)+2 H3O+(ac) 2 MnO2 (s) + 3 SO42-(ac) +3 H2O(ac) . Después debemos hacer algo para balancear el oxígeno. agrega dos OH-a cada lado de la ecuación: 2MnO4-(ac)+ 3SO32-(ac)+2 H2O(l) 2MnO2(s)+ 3SO42-(ac)+ H2O(l)+2OH-(ac) Del lado del reactivo.Balanceo REDOX por el método de reacción . el H+ y el OH.se cancelan para dar agua. y luego conviértela a base: 2MnO4-(ac) + 3SO32-(ac) + 2H+(ac) 2MnO2(s) + 3SO42-(ac) + H2O(l) Para convertirla a base.media MnO4-(ac) +SO32-(ac) MnO2(s) + SO42-(ac) [solución básica Balancea la ecuación como si fuera un ácido. 2MnO4-(ac)+ 3SO32-(ac)+2 H2O(l) 2MnO2(s)+ 3SO42-(ac)+ H2O(l)+2OH-(ac) ¡Cancela el agua de cada lado de la ecuación y terminaste! 2MnO4-(ac) + 3SO32-(ac) + H2O(l) 2MnO2(s) + 3SO42-(ac) +2OH-(ac) . 4 Zn(s) +10 H+(ac) + NO3-(ac) 4 Zn2+(ac) + NH4+(ac) + 3 H2O(l) . y amonia por unidad.2 eZn2+(ac) + NH4+(ac) Zn(s) + H+(ac) + NO3-(ac) +5 +8 e-3 Multiplica zinc y Zn2+ por 4. requiriendo10 H+ del lado del reactivo.O. Puesto que no tenemos oxígeno al lado del producto. ¡Escribe la ecuación química balanceada! Zn(s) + H+(ac) + NO3-(ac) Zn2+(ac) + NH4+(ac) Método de oxidación . El metal zinc se disuelve en ácido nítrico para dar Zn2+ y el ion amonio del ácido nítrico reducido.Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N. agrega 3 moléculas de agua al lado del producto. Balanceo REDOX por el método de reacción . si vamos a agregar las dos ecuaciones. necesitaremos 10 moléculas más de agua. debemos multiplicar el Ox. 10 H3O+(ac) + NO3-(ac) + 8 e NH4+(ac) + 13 H2O(l) Finalmente. por lo que la ecuación balanceada es: 10 H3O+(ac) + NO3-(ac) + 4 Zn(s) 4 Zn+2(ac) + NH4+(ac) + 13 H2O(l) . y para los hidrógenos necesitamos tener 10 iones de hidrógeno. uno por 4 para poder cancelar los electrones.media Dado que: Oxidación: Reducción: Zn(s) + H3O+(ac) + NO3-(ac) Zn(s) Zn2+ + 2 eZn2+(ac) + NH4+(ac) H3O+(ac) + NO3-(ac) + 8 e NH4+(ac) + H2O(l) Necesitaremos tres aguas para recoger los oxígenos del ion de nitrato. Debido a que los iones de hidrógeno vienen como iones hidronio. y convertir el H+ en H3O+. reacción usada en “alcoholímetros”.H3O+ . H3O+(ac) + Cr2O72-(ac) + C2H5OH(l) Cr3+(ac) + CO2 (g) + H2O(l) Oxidación: C2H5OH(l) CO2 (g) Necesitamos balancear oxígeno agregando agua del lado del reactivo.media- En ácido. y balancear el hidrógeno agregando protones del lado del producto.Balanceo REDOX por el método de reacción . C2H5OH(l) + 3 H2O(l) 2 CO2 (g) + 12 H+(ac) Puesto que deseamos considerar H+ como el ion hidronio . el dicromato de potacio reacciona con el etanol (C2H5OH ) para producir la solución verde azulosa deCr+3. debemos agregar 12 moléculas de agua al lado del reactivo. C2H5OH(l) + 15 H2O(l) 2 CO2 (g) + 12 H2O+(ac) + 12 e - . 14H+(ac) + Cr2O72-(ac) Cr+3(ac) + 7 H2O(l) Cada átomo de cromo cambia su oxidación de +6 a +3 al aceptar 6 electrones. por tanto el producto necesita tener dos Cr+3.+ 14 H3O+(ac) + Cr2O72-(ac) 2 Cr+3(ac) + 21 H2O(l) Al reunir las dos ecuaciones se obtiene la ecuación final: Ox: C2H5OH(l) + 15 H2O(l) Rd: [6e . Los átomos de oxígeno del dicromato necesitan recogerse como agua del lado del producto agregando protones del lado del reactivo.+ 14 H3O+(ac) + Cr2O72-(ac) C2H5OH(l) + 16 H3O+(ac) + 2 Cr2O72-(ac) 2 CO2 (g) + 12 H3O+(ac) + 12 e 2 Cr+3(ac) + 21 H2O(l)] x 2 2 CO2 (g) + 4 Cr+3(ac) + 27 H2O(l) . 6e . y 3 electrones por átomo.Balanceo REDOX por el método de reacción media Reducción: Cr2O72-(ac) Cr+3(ac) El dicromato tiene dos átomos de cromo. así que añadiremos 6 electrones al lado del reactivo. agrega un electrón del lado del producto. 4 e . y así producir iones 4 OH-.+ O2 (g) + 2 H2O(ac) 4 OH-(l) . 2 CN-(ac) + Ag(s) Reducción: O2 (g) + H2O(ac) Ag(CN)2-(ac) + e OH-(l) Puesto que el oxígeno sirve para formar iones de óxido. es necesario añadir 4 electrones del lado del reactivo. agrega dos de ellos del lado del reactivo e la ecuación. La plata también se oxida. por tanto.Balanceo REDOX por el método de reacción media La plata es un mineral de extracción para el que se utiliza un ion de cianuro OHbásico. - Ag(s) + CN (ac) + O2 (g) Ag(CN)2 (ac) Oxidación: CN-(ac) + Ag(s) Ag(CN)2-(ac) Puesto que se necesitan dos iones de cianuro para formar el compuesto. y se necesitan 2 moléculas de agua para proveer a los hidrógenos para formar iones hidróxidos. por lo que pierde un electrón. + O2 (g) + 2 H2O(l) 4 OH -(ac) 4 Ag(CN)2-(ac) + 4 OH -(ac) 8 CN -(ac) + 4 Ag(s) + O2 (g) + 2 H2O(l) .Balanceo REDOX por el método de reacción .media- Para agregar la ecuación de la reducción a la ecuación de la oxidación es necesario que la oxidación 1 se multiplique por cuatro para eliminar los electrones. Ox (x4) 8CN-(ac) + 4 Ag(s) 4 Ag(CN)2-(ac) + 4 e Rd 4 e . y son dos a la vez. 4 Ag(s) + 8 CN -(ac) + O2 (g) + 2 H2O(l) 4 Ag(CN)2-(ac) + 4 OH -(ac) . debemos añadir dos moléculas de agua. Eso requiere de que pongamos 4 frente al compuesto de plata. lo que nos dará 4 aniones de hidróxido y una ecuación química balanceada. por lo que debemos agregar agua para que funcione como éste. 0 -1 e +1 Ag(CN)2-(ac) + OH -(ac) Ag(s) + CN -(ac) + O2 (g) 0 + 2 e- -2 Para balancear los electrones debemos poner 4 frente a Ag. produciendo 4 iones de cianuro.Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N.O. y como también agregamos oxígeno. debido a que cada oxígeno pierde dos electrones. 4 Ag(s) + 8 CN -(ac) + O2 (g) 4 Ag(CN)2-(ac) + OH -(ac) No tenemos hidrógeno del lado del reactivo. Titulación redox Ecuación iónica neta: 2MnO4 (ac) + 5C2O4 (ac) + 16H+(ac) _ 2 _ 2Mn2+(ac) + 10CO2(g) + 8H2O(l) . mediante la adición de oxalato de sodio de forma que el ión de calcio pueda ser determinado en la muestra de sangre. La solución de ácido sulfúrico en la que se disolvió el precipitado requirió 2. iónica de Ca+2 Plan: a) Calcule la molaridad del Ca+2 en la solución de H2SO4. b) Convierta la concentración de Ca+2 en unidades de mg Ca+2/ 100 ml de sangre.Titulaciones redox – Guía de cálculo Volumen (L) de Solución KMnO4 Problema: Se precipitó oxalato de a) M (mol/L) Moles de KMnO4 b) calcio a partir de sangre.88 x 10-4 M KMnO4 para alcanzar el punto final. b) Calcule la concentr.05 ml de 4. Relación molar Moles de CaC2O4 c) Fórmulas químicas Moles de Ca+2 . a) calcule la cantidad (mol) de Ca+2. 50 x 10 -6 mol CaC2O4 c) Moles de Ca+2 +2 1 mol Ca +2 -6 mol Ca = 2.00205 L x 4.00 x 10 mol KMnO4 x = 2 mol KMnO4 mol CaC2O4 = 2.Cálculo de titulación redox Ecuación: 2 KMnO4 (ac) + 5 CaC2O4 (ac) + 8 H2SO4 (ac) 2 MnSO4 (ac) + K2SO4 (ac) + 5 CaSO4 (ac) + 10 CO2 (g) + 8 H2O(L) a) Moles de KMnO4 mol = vol x molaridad mol = 0.4mol/L mol = 1.6mol KMnO4 b) Moles de CaC2O4 5 mol CaC2O4 -6 mol CaC2O4 = 1.88 x 10.50 x 10 mol CaC2O4 x = 1 mol CaC2O4 mol Ca+2 = 2.00 x 10 .50 x 10 -6 mol Ca+2 . Titulaciones redox – Guía de cálculo Moles de Ca2+/ 1 ml de sangre Multiplicar por 100 a) Calc de mol Ca+2 por 100 ml Moles de Ca2+/ 100 ml de sangre M (g/mol) Masa(g) de Ca2+/100 ml de sangre b) Calc de masa de Ca+2 por 100 ml 1g = 1000mg Masa(mg) de Ca2+/100 ml de sangre c) conversión de g a mg . 0100g Ca+2 x 1000mg Ca+2/g Ca+2 = 10.0100 g Ca+2 c) masa (mg) de Ca+2 masa Ca+2 = 0.Cálculo de titulación redox a) mol Ca+2 por 100 ml de sangre mol Ca+2 = mol Ca+2 x 100 ml sangre = 100 ml sangre 1.00 ml sangre mol Ca+2 = 2.50 x 10 -4mol Ca+2 x 40.0 mg Ca+2 100 ml sangre .50 x 10 -4 mol Ca+2 100 ml sangre b) masa (g) de Ca+2 masa Ca+2 = mol Ca+2 x mol masa Ca/ mol = masa Ca+2 = 2.08g Ca/mol = 0.50 x 10 = x 100 ml sangre = 100 ml sangre 1.00 ml sangre -6 mol Ca+2 mol Ca+2 2. cloratos y percloratos liberan oxígeno b) Descomposición electrolítica .Tipos de reacciones químicas I) Reacciones de combinación que son reacciones redox. a) Descomposición térmica i) La mayoría de los compuestos iónicos con oxianiones forman un óxido metálico y un óxido no metálico gaseoso ii) La mayoría de los óxidos metálicos. a) Un óxido metálico y un óxido no metálico forman un compuesto iónico con un anión poliatómico b) Un óxido metálico y el agua forman bases c) Los óxidos no metálicos y el agua forman ácidos III) Reacciones de descomposición. a) Un metal y un no metal forman un compuesto iónico b) Dos no metales forman un compuesto covalente c) Combinación de un compuesto y un elemento II) Reacciones de combinación que no son reacciones redox. a) Combustión de un elemento con oxígeno para formar óxidos b) Combustión de hidrocarburos para producir agua y dióxido de carbono Reactivos Productos . a) Reacciones de desplazamiento simple – las series de actividad de los metales i) Un metal desplaza hidrógeno del agua o de un ácido ii) Un metal desplaza otro ión metálico de la solución iii) Un halógeno desplaza un ión haluro de la solución b) Reacciones de doble desplazamiento i) En las reacciones de precipitación: Se forma un precipitado ii) En reacciones ácido-base: Ácido+Base forman una sal y agua V) Reacciones de combustión – Todas son procesos redox.Tipos de reacciones químicas IV) Reacciones de desplazamiento. Tres vistas de una reacción de combinación entre elementos Potasio Cloro Cloruro de potasio . Reacciones de metales con no metales para formar compuestos iónicos .Rxns Redox Metales alcalinos y tierras alcalinas con halógenos 2 Na(s) + Cl2 (g) Ba(s) + Br2 (l) 4 Fe(s) + 3 O2 (g) 4 K(s) + O2 (g) 2 NaCl(s) BaBr2 (s) 2 Fe2O3 (s) 2 K2O(s) Un metal y un no metal (oxígeno) para formar compuestos iónicos Metales con los no metales azufre y nitrógeno 16 Fe(s) + 3 S8 3 Ca(s) + N2 (g) 8 Fe2S3 (s) Ca3N2 (s) . Rxns redox Halógenos de no metales P4 (s) + 6 F2 (g) I2 (s) + 5 F2 (g) S8 (s) +4 Br2 (l) N2 (g) + 3 Cl2 (g) Nitruros y sulfuros 4 PF3 (g) 2 IF5 (l) 4 S2Br2 (l) 2 NCl3 (g) P4 (s) +10 N2 (g) S8 (s) +2 N2 (g) 8 P4 (s) + 5 S8 (s) 4 P3N5 (s) 2 S4N2 (s) 8 P4S5 (s) .Dos no metales se combinan para formar un compuesto covalente binario . Otros elementos se combinan con oxígeno para formar óxidos Metales en combinación con oxígeno 4 Na(s) + O2 (g) 2 Ca(s) + O2 (g) 4 Al(s) +3 O2 (g) Ti(s) + O2 (g) No metales con oxígeno N2 (g) + O2 (g) P4 (s) + 5 O2 (g) S8 (s) +8 O2 (g) 2 Na2O(s) 2 CaO(s) 2 Al2O3 (s) TiO2 (s) 2 NO (g) P4O10 (s) 8 SO2 (g) 2 F2 (g) + O2 (g) 2 OF2 (g) . Óxidos no metálicos y Haluros Reaccionan con oxígeno adicional y halógenos para formar óxidos y haluros “más grandes” 1) Óxidos no metálicos con oxígeno: 2 NO(g) + O2 (g) P4O6 (s) +2 O2 (g) 2 NO2 (g) P4O10 (s) 2 CO(g) + O2 (g) 2) Haluros no metálicos con halógenos: ClF(g) + F2 (g) BrF3 (g) +F2 (g) IF3 (g) + F2 (g) IF5 (l) + F2 (g) 2 CO2 (g) ClF3 (g) BrF5 (l) IF5 (l) IF7 (l) . Combinación de un compuesto y un elemento: Óxidos no metálicos y haluros reaccionan con oxígeno adicional y halógenos para formar óxidos y haluros “más grandes” 1) Óxidos no metálicos con oxígeno: 2 NO(g) + O2 (g) P4O6 (s) +2 O2 (g) 2 NO2 (g) P4O10 (s) 2 CO(g) + O2 (g) 2) Haluros no metálicos con halógenos: ClF(g) + F2 (g) PF3 (g) +F2 (g) IF3 (g) + F2 (g) IF5 (l) + F2 (g) 2 CO2 (g) ClF3 (g) PF5 (l) IF5 (l) IF7 (l) . Combinación de dos compuestos 1) Óxido metálico con un óxido no metálico para formar un compuesto iónico con un anión poliatómico. Na2O(s) + CO2 (g) K2O(s) + SO2 (g) CaO(s) + SO3 (g) Na2CO3 (s) K2SO3 (s) CaSO4 (s) 2) Los óxidos metálicos reaccionan con agua para formar hidróxidos Na2O(s) + H2O(l) 2 NaOH(ac) BaO(s) + H2O(l) 2 Sc2O3 (s) + 6 H2O(l) FeO(s) + H2O(l) Ba(OH)2 (s) 4 Sc(OH)3 (s) Fe(OH)2 (s) . Na CO . CuSO4 (s) + 5 H2O(l) MgSO4 (s) + 7 H2O(l) Na2CO3 (s) + 10 H2O(l) . .Combinación de dos compuestos 3) Los óxidos no metálicos reaccionan con agua para formar ácidos CO2 (g) + H2O(l) H2CO3 (ac) SO2 (g) + H2O(l) 3 NO2 (g) + H2O(l) H2SO3 (ac) 2 HNO3 (ac) + NO(g) 4) Los hidratos resultan de la reacción de compuestos anhídridos (sin agua) con agua.10H O CuSO4 5H2O (s) 2 3 2 MgSO4 7H2O(s) (s) 5) Reacciones de adición con compuestos de carbono C2H4 (g) + Cl2 (g) C2H4Cl2 (g) Ethylene + Chlorine dichloroethane . Tres vistas de una reacción de descomposición que forma elementos Óxido de mercurio (II) Mercurio Oxígeno . Reacciones de descomposición térmica Carbonatos Na2CO3 (s) MgCO3 (s) Sulfitos Óxidos y dióxido de carbono Na2O(s) + CO2 (g) MgO(s) + CO2 (g) Óxidos y dióxido de azufre MgSO3 (s) K2SO3 (s) Óxidos metálicos. y percloratos 2 Na2O(s) KClO4 (s) MgO(s) + SO2 (g) K2O(s) + SO2 (g) Oxígeno 4 Na(s) + O2 (g) KCl(s) + 2 O2 (g) . cloratos. Reacciones de descomposición térmica Hidróxidos. hidratos y algunos oxiácidos Ca(OH)2 (s) Na2CO3 10H2O (s) H2SO3 (l) 2 Fe(OH)3 (s) MgSO4 7H2O(s) H2CO3 (ac) 2 NaOH(s) Agua CaO(s) + H2O(g) Na2CO3 (s) + 10 H2O(g) SO2 (g) + H2O(g) Fe2O3 (s) + 3 H2O(g) MgSO4 (s) + 7 H2O(g) CO2 (g) + H2O(g) Na2O(s) + H2O(g) . Tres vistas de una reacción de desplazamiento simple 2Li(s) Litio + 2H2O(l) Agua Hidróxido de litio 2LiOH(ac) + Hidrógeno H2(g) . Desplaza H2 del ácido Desplaza H2 del vapor Desplaza H2 del agua No desplaza H2 Las series de actividad de los metales . Los metales desplazan hidrógeno del agua Metales que desplazan hidrógeno del agua fría: 2 Cs(s) + 2 H2O Ba(s) +2 H2O(l) 2 Na(s) + 2 H2O(l) Metales que desplazan hidrógeno del vapor: Mg(s) + 2 H2O(g) H2 (g) + Mg(OH)2 (s) H2 (g) + 2 CsOH(ac) H2 (g) + Ba(OH)2 (ac) H2 (g) + 2 NaOH(ac) 2 Cr(s) + 6 H2O(g) Zn(s) + 2 H2O(g) 3 H2 (g) +2 Cr(OH)3 (s) H2 (g) + Zn(OH)2 (s) . Los metales desplazan hidrógeno de los ácidos Reacciones de metales sobre el hidrógeno en las series de actividad Mg(s) + 2 HCl(ac) MgCl2 (ac) + H2 (g) Zn(s) + H2SO4 (ac) 2 Al(s) + 6 HCl(ac) Cd(s) + 2 HBr(ac) Sn(s) + 2 H2SO4 (ac) ZnSO4 (ac) + H2 (g) 2 AlCl3 (ac) + 3 H2 (g) CdBr2 (ac) + H2 (g) Sn(SO4)2 (ac) + 2 H2 (g) Reacciones de metales bajo el hidrógeno en las series de actividad Cu(s) + HCl(ac) Au(s) + H2SO4 (ac) No hay reacción No hay reacción . Tres vistas del cobre desplazando iones plata de la solución Alambre de cobre cubierto con plata Solución de nitrato de cobre Alambre de cobre Solución de nitrato de plata Átomos de Ag cubren el alambre +1 +1-2 2AgNo3(ac) 0 + Cu(s) Átomos de Cu en el alambre +2 +5 –2 Cu(NO3)2(ac) + 0 2Ag(s) . Los metales reemplazan iones de metal de la solución Ba(s) + Co(NO3)2 (ac) Co(s) + Ba(NO3)2 (ac) Cd(s) + AgNO3 (ac) Mg(s) + Pb(NO3)2 (ac) Al(s) + Ba(NO3)2 (ac) 4 Cr(s) + 3 PtCl4 (ac) Ca(s) + Hg(NO3)2 (ac) 2 Li(s) + Na2SO4 (ac) + H2O(l) 2 Ag(s) + Cd(NO3)2 (ac) Pb(s) + Mg(NO3)2 (ac) No hay reacción 3 Pt(s) + 4 CrCl3 (ac) Hg(l) + Ca(NO3)2 (ac) 2 NaOH(ac) + H2 (g) + Li2SO4 (ac) .Reacciones de desplazamiento simple . Reacciones de doble desplazamiento 1) Reacciones de precipitación – se forma un producto insoluble: Pb(NO3)2 (ac) + 2 NaI(ac) PbI2 (s) + 2 NaNO3 (ac) Ba(NO3)2 (ac) + Na2SO4 (ac) BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (ac) 2) Reacciones de neutralización ácido-base .se forma agua: HCl(ac) + NaOH(ac) H2SO4 (ac) + Ca(OH)2 (s) NaCl(ac) + H2O(l) CaSO4 (s) + 2 H2O(l) 3) Un carbonato o sulfito reacciona con un ácido para formar gas: Na2CO3 (ac) + 2 HBr(ac) K2SO3 (ac) + 2 HI(ac) 2 NaBr(ac) + H2O(l) + CO2 (g) 2 KI(ac) + H2O(l) + SO2 (g) . Reacciones de combustión: Reacciones redox Los elementos se combinan con oxígeno para formar óxidos: 2 Al(s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s) S8 (s) + 8 O2 (g) 8 SO2 (g) C(s) + O2 (g) CO2 (g) Los compuestos se combinan con oxígeno para formar óxidos 2 Fe2S3 (s) + 9 O2 (g) 2 Ca3N2 (s) + 7 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) + 6 SO2 (g) 6 CaO(s) + 4 NO2 (g) Los hidrocarburos se combinan con oxígeno para formar CO2 y H2O CH4 (g) + 2 O2 (g) 2 C4H10 + 18 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O(g) 8 CO2 (g) + 10 H2O(g) . ácido-base. así como los productos y la ecuación. identifique el proceso químico subrayado como precipitación. una de las cuales es un precipitado. Solución: a) Desplazamiento (metátesis): dos sustancias forman otras dos. Para reacciones redox. identifique los agentes oxidante y reductor. a) Cloruro de bario(ac) y sulfato de amonio(ac) b) Metal de manganeso y cloruro de estaño IV (ac) c) Hidróxido de estroncio y ácido brómico d) Metal de cobalto y gas nitrógeno para producir nitruro de cobalto II e) Peróxido de sodio para obtener óxido de sodio y gas oxígeno Plan: Identifique el tipo de reacción. de desplazamiento. y escriba una ecuación molecular balanceada para cada una. o redox. BaCl2 (ac) + (NH4)2SO4 (ac) BaSO4 (s) + 2 NH4Cl(ac) .Identificación del tipo de reacción química Problema: Clasifique las siguientes reacciones de: descomposición. Identificación del tipo de reacción química b) Reacción de desplazamiento(sencillo): Esta reacción “redox” ocurre cuando el manganeso más activo desplaza el menos reactivo estaño. Sr(OH)2 (ac) + 2 HBrO3 (ac) Sr(BrO3)2 (ac) + 2 H2O(L) . y el SnCl4 es el agente oxidante c) Reacción de desplazamiento (metátesis): Dos sustancias forman otras dos. bromato de estroncio disuelta en agua. 2 Mn(s) + SnCl4 (ac) 2 MnCl2 (ac) + Sn(s) Mn es el agente reductor. Esta es una reacción ácido-base. La base Sr(OH)2 reacciona con el ácido brómico para producir y la sal. oxidante y reductor. Esta es una reacción redox que forma oxígeno gaseoso. 3 Co(s) + N2 (g) Co3N2 (s) El nitrógeno es el agente oxidante.Identificación del tipo de reacción química d) Reacción de combinación: Esta reacción redox ocurre cuando el metal de cobalto se calienta en nitrógeno gaseoso y forma el compuesto sólido nitruro de cobalto II. como el oxigeno se reduce y oxida al mismo tiempo. 2 Na2O2 (s) 2 Na2O(s) + O2 (g) El peróxido de sodio es ambos agentes. el cobalto es el agente reductor. e) Reacción de descomposición: Una sustancia forma dos sustancias. y se oxida. . y se reduce. El estado de equilibrio se calienta La descomposición es completa se forma y escapa A Un sistema sin equilibrio se calienta Descomposición y combinación buscan el equilibrio se forma Mezcla de CaO y CaCo3 B Sistema en equilibrio . gas CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g) Procesos de equilibrio en soluciones involucrando ácidos débiles y bases CH3COOH(ac) + H2O(L) CH3COO -(ac) + H3O+(ac) NH3 (ac) + H2O(L) NH4+(ac) + OH -(ac) .Muchas reacciones químicas están en un estado de equilibrio dinámico Proceso de equilibrio sólido . FIN .