REACCIONES QUÍMICAS

1. Universidad Regional
Amazónica IKIAM
NIVELACIÓN
QUÍMICA
UNIDAD 6
REACCIONES QUÍMICAS
ING. GRACE GUEVARA, MGTR.

2. Reacción química y ecuación
Muchas sustancias químicas pueden combinarse para dar lugar a otras
sustancias de distinta naturaleza. A estos fenómenos los denominamos
transformaciones o reacciones químicas.
Una reacción química es un proceso en el que una o varias sustancias se
transforman en otra u otras, distintas de las iniciales.
A las sustancias que inician la reacción química las denominamos reactivos y las
sustancias finales que se obtienen son los productos.

4. Para que los reactivos se transformen, deben romperse los enlaces que unen sus
átomos. Después, estos átomos se reagrupan de modo distinto para formar
nuevos enlaces y dar lugar a los productos. Observa lo que ocurre en la reacción:

5. La ecuación química que permite representar la reacción de
descomposición del clorato de potasio es:
• Una ecuación química consta de dos miembros, separados por una flecha (→)
que indica el sentido de la transformación.
• En el primer miembro escribimos las fórmulas químicas de los reactivos y, en
el segundo miembro, las fórmulas químicas de los productos.
• Si hay varios reactivos o varios productos, separamos unos y otros por medio
del signo más (+)

6. Tipos de reacciones químicas
La cantidad y variedad de sustancias químicas que existen es enorme, así como
su diferente capacidad para reaccionar.
Para clasificar las reacciones químicas podemos atender a los mecanismos de
intercambio que se producen. Así distinguimos los siguientes tipos:

7. Reacciones de síntesis
Son aquellas reacciones en las que se forma una sustancia a partir de dos o más
reactivos.
A + B AB

8. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN
Son aquellas en las que una sustancia se descompone en otras más sencillas.
AB A + B

10. Reacciones de desplazamiento
Son aquellas en las que un elemento desaloja a otro de un compuesto y lo
sustituye en dicho compuesto.
A + BC AC + B

11. Reacciones de doble desplazamiento
Son aquellas en las que los átomos o iones componentes de dos sustancias
reaccionan intercambiando su posición en dichas sustancias.
AX + BY AY + BX

12. Las reacciones iónicas
Ciertas sustancias, como las sales, en disolución acuosa están disociadas en sus
iones. A los denominados iones espectadores los eliminamos de la ecuación.
Veamos, por ejemplo, la reacción entre el sulfato de cobre (II) y el cinc, que da
lugar a la formación de sulfato de cinc y cobre.

13. Reacciones redox
Estudiaremos las características de esta clase de reacciones.
En la actualidad los conceptos de oxidación y reducción incluye todos los
procesos en que tiene lugar, real o aparentemente, una transferencia de
electrones. Consideremos, por ejemplo, la reacción de síntesis del fluoruro de
magnesio, MgF2 , a partir de sus elementos.
El producto formado es el resultado final de la transferencia de electrones que
ha tenido lugar en dos semirreacciones simultáneas.

15. Generalizando podemos decir que:
Reacción de oxidación-reducción es aquella que tiene lugar mediante transferencia de
electrones.
Oxidación es el proceso de pérdida de electrones por parte de un reductor.
Reducción es el proceso de ganancia de electrones por parte de un oxidante. Algunos
ejemplos de ecuaciones correspondientes a reacciones redox son:

16. Reacciones de combustión
Estamos habituados a utilizar sustancias como la madera, el
carbón o el butano para aprovechar el calor producido
cuando las quemamos. Estos procesos son reacciones de
combustión.
La combustión es la reacción de una sustancia, llamada
combustible, con el oxígeno, al que llamamos comburente,
en la que se desprende una gran cantidad de energía en
forma de luz

17. Reacciones de neutralización
Cuando un ácido reacciona con una base se obtienen como productos una sal y
agua.
La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, en disolución acuosa,
con formación de una sal y agua.

19. LA ESCALA DE pH
En el agua pura, como en las disoluciones de ácidos y de bases, existen iones,
aunque en cantidades tan pequeñas que el agua prácticamente no es
conductora de la electricidad.

21. EJEMPLOS DE pH
•pH (ácido clorhídrico HCl 1M) = 0
•pH (ácido de una batería) = 0-1
•pH (ácido gástrico) = 1,5
•pH (vinagre o limón) = 2,6
•pH (refresco de cola) = 3
•pH (café) = 5
•pH (leche) = 6
•pH (agua) = 7
•pH (sangre) = 7,4
•pH (agua de mar) = 8
•pH (jabón) = 9-10
•pH (lejía) = 13
•pH (hidróxido de sodio NaOH 1M)
= 14

22. Reacciones reversibles e irreversibles
Muchas de las reacciones químicas con las que nos encontramos
cotidianamente ocurren solamente en una dirección. Por ejemplo, cuando
quemamos un combustible, este se convierte en dióxido de carbono y vapor de
agua. Pero sería imposible convertir nuevamente estos gases en el combustible
original y oxígeno.
A las reacciones que ocurren solamente en una dirección las denominamos
reacciones irreversibles. Sin embargo, algunas reacciones pueden ocurrir en
ambas direcciones; es decir, no solo los reactivos se pueden convertir en
productos sino que estos últimos pueden descomponerse en las sustancias
originales; a estas reacciones las denominamos reacciones reversibles.

23. Un caso de esto es el sulfato de cobre (II), un sólido gris blanco pálido que
cuando se hidrata, forma un compuesto azul. Si se calienta este sólido,
podremos observar el cambio de color contrario: de azul a blanco; es decir, se
vuelve a formar la sal original. Estas reacciones se presentan con una doble
flecha.

24. Reacciones exotérmicas y endotérmicas
Reacciones endotérmicas: Son aquellas en las que la energía que se consume en
la ruptura de los enlaces es mayor que la que se libera en la formación de los
productos. En estas reacciones se produce absorción de energía. Por ejemplo, la
descomposición electrolítica del agua necesita el aporte de 285,8 kJ por cada
mol de agua.

25. Reacciones exotérmicas: Son reacciones en las que la energía consumida
en la ruptura de los enlaces es menor que la liberada en la formación de
los productos. Tienen lugar, por tanto, con desprendimiento de energía
en forma de luz y/o calor. Un caso de reacción exotérmica es la reacción
del cinc con el ácido clorhídrico, en la que por cada mol de cinc que
reacciona se desprenden 150,3 kJ.

26. Balanceo o ajuste de ecuaciones químicas
Las ecuaciones químicas siguen una serie de normas de escritura e
interpretación que les permite tener un significado unívoco. Estas normas son:

27. Pasos para balancear una ecuación
El objetivo de balancear una ecuación química es que haya el mismo número
de cada tipo de átomos en ambos lados de la flecha. Para ello debemos
agregar coeficientes estequiométricos a los elementos o compuestos de la
reacción, ya sean reactivos o productos.

28. Para igualar debemos seguir el siguiente orden:
a. metales
b. no metales o aniones que se mantengan a lo largo de la reacción
c. hidrógeno
d. oxígeno

29. Métodos de ajuste de ecuaciones
El método de tanteo se utiliza en ecuaciones sencillas. Consiste en aplicar el
método de ensayo-error.
El método del sistema de ecuaciones se emplea en los casos en que resulta más
complicado asignar los coeficientes por tanteo. Consiste en plantear tantas
ecuaciones como tipos de átomos intervienen en la reacción.
Ajustar una ecuación química consiste en asignar a cada fórmula un coeficiente
adecuado de modo que en los dos miembros haya el mismo número de átomos
de cada elemento.

30. El método de tanteo
𝐶5 𝐻12 + 𝑂2 𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂
C = 5 C = 5
H = 12 H = 12
O = 16 O = 16

31. Método de balanceo ion – electrón
En el método de ion-electrón(conocido también como método de medida
reacción), la reacción total se separa en medias reacciones que se balancean y
suman por separado. Aunque este método es un poco más complicado que el
método de oxidación, se apega más a la realidad para reacciones de redox en
soluciones acuosas. El método ion-electrón reconoce no sólo un elemento sufre
un cambio sino la molécula o ion completo. Este método también proporciona
las bases apropiadas para el estudio de la electroquímica, en la que intervienen
aplicaciones de medias balanceadas.

32. Existen dos maneras de balancear por medio de
este método, medio-básico, medio-ácido.
Ion-electrón medio-básico
Reglas
1.- Solo se pueden agregar moléculas de agua y moléculas OH.
2.-Los óxidos no pueden separarse.
3.-La cantidad de moléculas de agua a agregar, se obtiene restando la cantidad
de oxígenos de ambos lados y estos se van a agregar de lado que posea mas
oxígenos.
4.- La cantidad de moléculas de OH a agregar, sera igual a la cantidad de
hidrógenos existentes en el lado donde se agregaron las moléculas de agua;
estas se agregaran del lado contrario del que se agregaron las moléculas de
agua.

33. Procedimiento:
1.-Se obtienen valencias de cada uno de los elementos utilizando el metodo
redox.
2.-Se evalúa los elementos que cambiaron de valencia.
3.- Se agregan las moléculas de agua y OH.
4.- Se equilibran cargas.
5.-Si es necesario se igualan las reacciones con el fin de igualar los electrones
añadidos.
6.-Se simplifican las moléculas de agua y OH.
7.- Se colocan los coeficientes.
8.-Se checa por balancea por tanteo, si es necesario se agregan coeficientes para
balancear completamente la reacción.

34. Reglas
1.- Solo se pueden agregar moléculas de agua y H+.
2.-Los óxidos no pueden separarse.
3.-La cantidad de moléculas de agua a agregar, se obtiene restando la cantidad
de oxígenos de ambos lados y estos se van a agregar de lado que tenga menos
oxígenos.
4.- La cantidad de moléculas de H a agregar, será igual a la cantidad de
hidrógenos existentes en el lado donde se agregaron las moléculas de agua;
estas se agregaran del lado contrario del que se agregaron las moléculas de
agua.
Ion-electrón medio-ácido

35. Procedimiento:
1.-Se obtienen valencias de cada uno de los elementos utilizando el metodo
redox.
2.-Se evalúa los elementos que cambiaron de valencia.
3.- Se agregan las moléculas de agua e H.
4.- Se equilibran cargas.
5.-Si es necesario se igualan las reacciones con el fin de igualar los electrones
añadidos.
6.-Se simplifican las moléculas de agua e H.
7.- Se colocan los coeficientes.
8.-Se checa por balancea por tanteo, si es necesario se agregan coeficientes para
balancear completamente la reacción.

37. Hallar el NÚMERO DE OXIDACIÓN de cada
elemento
KMnO4
Fe(NO3)3
Ca3(PO4)2
K2Cr2O7
H2O2
PbCl4
SrSO3

38. Ejercicios en clase Método de balanceo
ion – electrón

39. Reacciones redox
En química, se conoce como reacciones redox, reacciones óxido-reducción o
reacciones reducción-oxidación a las reacciones químicas en las que ocurre un
intercambio de electrones entre los átomos o moléculas involucrados.
Ese intercambio se refleja en el cambio de estado de oxidación de los reactivos.
El reactivo que cede electrones experimenta oxidación y el que los recibe,
reducción
El estado de oxidación indica la cantidad de
electrones que un átomo de un elemento químico cede o
acepta cuando forma parte de una reacción química

40. En toda reacción redox hay dos tipos de reactivos, uno
que cede electrones y otro que los acepta:
•Un agente oxidante. Es el átomo que capta los
electrones. En este sentido, disminuye su estado de
oxidación inicial, y se experimenta una reducción. De
esta forma, aumenta su carga eléctrica negativa al
ganar electrones.
•Un agente reductor. Es el átomo que cede los
electrones y aumenta su estado de oxidación inicial,
experimentando una oxidación. De esta forma, aumenta su
carga eléctrica positiva al ceder electrones.

42. Ejercicios en clase Reacciones redox

43. TAREA 5

44. Balancear las siguientes reacciones químicas por el Método Redox.
1. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO2
2. I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O
3. HI + H2SO4 → H2S + I2 + H2O
4. CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + S + H2O
5. H3AsO4 + H2S → S + As2S3+H2O
6. HNO3 + Zn → NH4NO3 + Zn (NO3)2 + H2O
7. HNO3 + P + H2O → H3PO4 + NO
8. HNO3 + H2S → NO + S + H2O
9. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
10. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O