PT_QUÍMICA_SEM-04_SESIÓN-07_2023-1.pptx

QUÍMICA
Departamento Académico de Cursos Básicos

REACCIONES QUÍMICAS
Semana 04
Sesión 7

Resultado de aprendizaje de la sesión
Al finalizar la sesión, el estudiante balancea reacciones químicas las
mediante el método de inspección simple y el método de óxido -
reducción ( redox)
Imagen: www.freepik.com

Reflexión desde la experiencia
Observa el video y responde las preguntas planteadas.
¿Cómo se origina el CO2
que se emite a la
atmósfera?
¿ Que reacción está
involucrada?
https://www.youtube.com/watch?v=T4jyoBVeXHM&t=210s

REACCIONES QUÍMICAS
Son cambios o transformaciones en la cual una o más sustancias iniciales
llamadas reactantes, mediante choque efectivos entre si, originan la
ruptura de enlaces, produciéndose entonces la formación de nuevos
enlaces químicos, los que darán lugar a la formación de nuevas
sustancias denominados productos con propiedad distintas a los
reactantes.

• Liberación de gas (burbujas)
• Cambio en color, olor y sabor
• Formación de precipitados (Cuando se forma un producto insolubles)
• Variación en la temperatura del sistema (cambio térmico)
EVIDENCIAS DE REACCION QUÍMICA

Una ecuación química, es la manera de representar una reacción
química, esta utiliza una serie de símbolos químicos para mostrar qué
sucede durante dicha reacción.
ECUACIÓN QUÍMICA

ECUACIONES MOLECULARES E IÓNICAS
• Ecuación molecular: útil para aclarar la identidad de los
reactivos.
N𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
• Ecuación iónica: Muestras a las especies ionizadas en una
solución acuosa.
𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑐)
−
+ 𝐴𝑔(𝑎𝑐)
+
+ 𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
−
→ 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
+ 𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
−
• Ecuación iónica neta: muestra solo a las especies que
reaccionan.
• Iones espectadores: son los que aparecen a ambos lados
de la reacción.
𝐶𝑙(𝑎𝑐)
−
+ 𝐴𝑔(𝑎𝑐)
+
→ 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)
𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
𝑦 𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
−

Anión Nombre
NO3
1- Nitrato
SO4
2- Sulfato
OH- Hidróxido
CrO4
2- Cromato
Cr2O7
2- Dicromato
CH3COO- Acetato
MnO4
1- Permanganato
SCN1- Tiocinato
Cl1- Cloruro
CO3
2- Carbonato
HCO3
1- bicarbonato
PO3
3- Fosfato
Catión Nombre
Na+ Catión sodio
Ag+ Catión plata
Ba2+ Catión bario
Fe3+ Catión hierro III
Fe2+ Catión hierro II
Pb2+ Catión plomo II
H+ Catión hidrogeno
Mg2+ Catión magnesio
K+ Catión potasio
Mn2+ Catión manganeso II
Cu2+ Catión cobre II
NH4
+ Catión amonio
Ba2+ 2Cl-
BaCl2
+
Cuando un catión y un
anión forman un
compuesto iónico, la
suma de las cargas debe
ser igual a cero
PRINCIPALES CATIONES Y ANIONES

Problema 1: dada la siguiente reacción, determine la ecuación iónica neta y los iones
espectadores.
Ba𝐶𝑙2(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐵𝑎𝑆𝑂4(𝑠) + 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐)

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de
escribir correctamente todas las especies participantes, 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 Lavoisier (ley
de conservación de la masa).
BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS

Pasos a seguir:
 Se balancean los metales
 Se balancean los no metales
 Se balancean los átomos de hidrógeno.
 Se balancean los átomos de oxígeno.
Problema 2: Balancear las siguientes
ecuaciones químicas
 N2 + H2 NH3
 C3H8 + O2 CO2 + H2O
 H3PO4 + Mg Mg3(PO4)2 + H2
 KClO3 KCl + O2
MÉTODO DE INSPECCIÓN SIMPLE ( TANTEO)
BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS)

REGLAS PARA ASIGNAR NÚMERO DE OXIDACIÓN
NÚMERO DE OXIDACIÓN (N.O.)
En compuestos iónicos el N.O. está dado por las carga real que adquiere un átomo cuando gana o pierde electrones.
CO2
NaCl
C: +4 O: -2
Na: +1 Cl:- 1
Número de oxidación
Es la carga relativa que adopta cada átomo en la formación de un compuesto. Esta carga positiva o negativa está dada
por el número de electrones que perdería o ganaría, respectivamente, cada átomo en el compuesto.
En compuestos covalentes el N.O. está dado por la carga hipotética que adquiría cada átomo cuando se rompen los
enlace químicos, considerando que el átomo más electronegativo (EN) se queda con los electrones del enlace.
Al romperse en enlace C=O, el O al ser
más EN se quedaría con los electrones del
C. Por ello el O ganaría hipotéticamente 2
e- ( N.O. = -2), mientras que el C perdería
hipotéticamente en total 4 e- ( N.O = +4).

Reglas para asignar números de oxidación
• El número de oxidación de un elemento no combinado es igual a cero.
• El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto cuando forma un
peróxido, en cuyo caso es -1.
• El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando forma un
hidruro metálico, en cuyo caso es -1.
• La suma algebraica de los número de oxidación de los átomos de una
molécula es cero.
O2 Li
0 0
Li2O
-2
Li2O2
-1
HCl
+1 -1
LiH
H2SO4
2(-1)+1(x)+4(-2)=0
x =+6
+1 x -2
Ejemplos
• El número de oxidación de los metales alcalinos es siempre igual a +1
• El número de oxidación de los alcalinos térreos es siempre igual a +2
NaCl LiOH
+1 +1
CaO BaCO3
+2 +2

Reglas para asignar números de oxidación
• El número de oxidación de los iones formados por un solo elemento es
igual a la carga del ion.
• El número de oxidación de los átomos de un ion poliatómico es igual a la
carga del ion.
Li+ Cl-
+1 -1
(MnO4)1-
x -2
1(x)+4(-2)=-1
x =+7
Ejemplos

PROBLEMA 2
Determine el número de oxidación para los elementos indicados en cada uno de los
siguientes compuestos:
a) Co en LiCoO2
b) Al en NaAlH4
c) Cl en ClO2
-1
d) Cr en CrO2
2-
e) el H en H2

Un elemento se Cuando
La sustancia en los
reactantes se conoce como:
Oxida
• Pierde e-
• El N.O. aumenta
Agente reductor
Reduce
• Gana e-
• El N.O. disminuye.
Agente oxidante
AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR

EJEMPL
O:
𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐾2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙)
Paso 1: Asignar el número de oxidación a cada átomo que forman los
compuestos.
𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐾2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐹𝑒2+ 𝑆 𝑂4
2−
+2 -2
X
𝑿 + 𝟒 −𝟐 = −𝟐
𝑿 = +𝟔
𝐾 𝑀𝑛 𝑂4
+1 -2
+𝟏 + 𝑿 + 𝟒 −𝟐 = 𝟎
𝑿 = +𝟕
X
𝐹𝑒2
3+
(𝑆𝑂4)3
2−
𝐗 = +𝟑
𝑀𝑛 𝑆 𝑂4(𝑎𝑐)
+6 -2
X
𝑿 + 𝟔 + 𝟒 −𝟐 = 𝟎
𝑿 = +𝟐
EJEMPLO

Paso 2: Identificar los elementos que han cambiado de estado de oxidación.
𝐹𝑒 𝑆 𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐾 𝑀𝑛 𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑆 𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐹𝑒2 (𝑆 𝑂4)3 + 𝑀𝑛 𝑆 𝑂4 𝑎𝑐 + 𝐾2 𝑆 𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑙)
+2 -2
+6 +1 -2
+7 +1 -2
+6 +3 -2
+6 +2 -2
+6 +1 -2
+6 +1 +2
Reducción
Oxidación
EJEMPLO

EJEMPLO
Paso 3: Escribir por separado los pares redox; es decir, los compuestos
que se oxidan y los compuestos que se reducen, balanceando el número
de átomos de los elementos que han cambiado su estado de oxidación.
Luego balancear las cargas.
Semirreacción de oxidación:
Semirreacción de reducción: 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 5𝑒− → 𝑀𝑛𝑆𝑂4
𝟐 𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 2e −
+2 +3
+7 +2
Agente reductor = 𝑭𝒆𝑺𝑶𝟒
𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒
Agente oxidante =
2x(+2) =+4 2x(+3) – 2 = +4
1x(+7) + -5 =+2 1x(+2) = 2

EJEMPLO
Paso 4: Igualar el número de electrones que se ganan o pierden en las
semirreacciones de reducción y oxidación, respectivamente, deben ser iguales.
Por ello multiplicamos cada semirreacción por un factor que nos permita
igualar el número de electrones.
Semirreacción de reducción: (𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 5𝑒− → 𝑀𝑛𝑆𝑂4) × 2
(𝟐 𝐹𝑒𝑆𝑂4 𝑎𝑐 → 𝐹𝑒2 𝑆𝑂4)3 + 2e − × 5
Semirreacción de reducción: 2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 10𝑒− → 2𝑀𝑛𝑆𝑂4
10 𝐹𝑒𝑆𝑂4 𝑎𝑐 → 5𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 10 𝑒 −
10𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 2𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐) → 5𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 2𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑐)

EJEMPLO
Paso 5: Transferir los coeficientes a la ecuación original.
Ecuación:
Ecuación original: 10𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 2𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 5𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 2𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐾2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙)
Paso 6: Terminar el balanceo de los átomos de los elementos restantes (por “tanteo”).
10𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 2𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐) + 8𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 5𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 2𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐾2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 8𝐻2𝑂(𝑙)
10𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 2𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐) → 5𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 2𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
10𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 2𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 5𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 2𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐾2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙)

Balancear la siguiente ecuación por el método redox.
KMnO4(ac) + HCl(ac) → Cl2(g) + KCl(ac) + MnCl2(ac) + H2O(l)
2KMnO4(ac) + 16HCl(ac) → 5Cl2(g) + KCl(ac) + 2MnCl2(ac) + 8H2O(l)
2KMnO4(ac) + 16HCl(ac) → 5Cl2(g) + 2KCl(ac) + 2MnCl2(ac) + 8H2O(l)
Respuesta:
EJEMPLO
PROBLEMA
3

Ejercicio 1:
Balancee la siguiente reacción:
KClO3(ac) + KI(ac) + HCl(ac)  KCl(ac) + H2O(l) + I2(ac)
a) Identifique al agente reductor
b) Identifique al agente oxidante
c) Proporcione la ecuación balanceada
KClO3(ac) + 6KI(ac) + 6HCl(ac) → 7KCl(ac) + 3H2O(ac) + 3I2(ac)
Respuesta:
APLIQUEMOS LO APRENDIDO

Evidencia de una reacción
química
Partes de una ecuación
química
• .
Tipos de balanceos

ACITIVIDADE ASINCRÓNICAS
Cuestionario 4
-Resolución de problemas de reacciones
químicas y balance de ecuaciones
químicas
-Ingresa al Aula Virtual, en la semana 4
encontrarás el cuestionario 4.
-Esta actividad se realizará de manera
individual.
-Duración: 1 hora

Referencias Bibliográficas
• Brown, T. (2014). Química de Brown para cursos con enfoque por competencias. Pearson
Educación https://grupoeducad-
my.sharepoint.com/:b:/g/personal/lsantacruz_cientifica_edu_pe/EUArZjLlWwBIh-
JwFsAAUqIBxZXhZklad9iCXNaUx8aE-A?e=Rmsf6K
• Goldsby, K. A. y Chang, R. (2017). Química (12a. ed.). McGraw-Hill España.
https://elibro.net.cientifica.remotexs.co/es/lc/ucsur/titulos/36611
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