INTRODUCCIÓN

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.

REACCIONES QUÍMICA

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras.

EJEMPLO: El H₂ y el O₂ reaccionan para formar un nuevo compuesto H₂O.

Las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

LA ECUACIÓN QUÍMICA

En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

HCl

reactivos

NaOH

→

NaCl

productos

H₂O

características de la ecuación:

1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) )

2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos. Estos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.

EJEMPLO:

6CO₂

6H₂O

→

luz solar

C₆H₁₂O₆

6O₂

3. Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía

4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen

EJEMPLO:

2H_(g)

O_2(g)

→

2H₂O _(l)

136 kcal

5. Si hay una delta sobre la flecha

indica que se suministra calor a la reacción;

EJEMPLO:

KClO₃

KCl

O₂

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en:

NOMBRE

EXPLICACION

EJEMPLO

Composición o síntesis

Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto

2CaO_(s)

H₂O_(l)

→

Ca(OH)_2(ac)

Descomposición o análisis

Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula :

2HgO ₍_s₎

→

2Hg_(l)

O_2(g)

Neutralización

En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.

H₂SO₄_(ac)

2NaOH_(ac)

→

Na₂SO_4(ac)

+ 2H₂O_(l)

Desplazamiento

Un átomo sustituye a otro en una molécula

CuSO4

→

FeSO4

+ Cu

Intercambio o doble desplazamiento

Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan

K₂S

MgSO₄

→

K₂SO₄

+ MgS

Sin transferencia de electrones

Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones.

Reacciones de doble desplazamiento

Con transferencia de electrones (REDOX)

Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos.

Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento

Reacción endotérmica

Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.

2NaH

2Na(s)

H₂(g)

Reacción exotérmica

Es aquella que desprende calor cuando se produce.

2C ( grafito)

H₂(g)

→

C₂H₂_(g)

ΔH=54.85

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS.
Es el proceso mediante el cual, unas sustancias (reactivos), se transforman en otras sustancias (productos) de diferente naturaleza. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas.

CLASES DE REACCIONES QUIMICAS.

Las reacciones químicas se pueden clasificar en: reacciones de síntesis, de análisis, de sustitución, de intercambio, de redox, de neutralización, exotérmicas, endotérmicas, reversibles.

1. REACCIONES DE COMPOSICIÓN O DE SINTESIS.

Son aquellas en la dos o más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva

A + B _____ AB

Ejemplo: 2H+ O₂___________ 2H₂O.

2.    REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN O ANALISIS.

Son aquellas en las que un compuesto se separa en dos o más elementos.

AB ___________ A + B

Ejemplo: 2KClO ₃ ______________ 2KCl + 3O₂

3.    REACCIONES DE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO.

Son aquellas en las que un elemento sustituye a otro en una molécula. A +BC __________ AB + C

Ejemplo: 2NaCl₂ + 2KBr ___________ 2KCl + Br ₂

4.    REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O DEINTERCAMBIO.

Son aquellas en donde dos compuestos reaccionan intercambiando átomos o grupos de átomos.

AB + CD _____ AD + BC

Ejemplo: 2NaCl + CaSO₄________________ CaCl₂+ Na2SO₄

5.    REACCIONES DE REDOX.

Ocurren uno de los reaccionantes cede electrones y el otro lo acepta.

Aº + B + 2C -2 _____________ A + 2C -2 + Bº

Ejemplo: Znº + CuSO₄__________________ ZnSO₄ + Cuº

6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN.

Son una especie de reacciones de intercambio donde intervienen un ácido y una base, para producir una sal neutra y agua.

AB + DE _____________ DB + AE

Ejemplo: HCl + NaOH _______________ NaCl + H₂O

6.    REACCIONES EXOTERMICAS O DE COMBUSTIÓN.

Son aquellas en donde se desprende energía en forma de calor.

AB + C ___________ AC + BC + Energía.

Ejemplo: CH4 + 2O ₂____________ CO₂+ 2H₂O + Energía

8. REACCIONES ENDOTERMICAS.

Son aquellas que necesitan un aporte continuo de energía para producirse.

AB + ENERGÍA __________ A + B

Ejemplo: 2NaCl + energía _______2Na + Cl₂

9. REACCIONES REVERSIBLES.

Son aquellas en los que productos pueden reaccionar para convertirse en reactivos. Se representan con una doble flecha separando los reactivos de los productos.

A + B AB

Ejemplo: 2H₂+ O₂             2H₂O

10. REACCIONES IRREVERSIBLES.

Son aquellas en las que los reactivos reaccionan completamente para convertirse en los productos, y la reacción se termina cuando se agotan los reactivos o se consumen en su totalidad el que se halla en menor proporción. En estas reacciones los reactivos se encuentran separados de los productos por una flecha que indica el sentido en que se desplaza la reacción.

A + BC        AC + B

Ejemplo: 2Na + 2H₂ O          __________     2NaOH + H₂
BALANCEO DE ECUACIONES

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos

Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones:

1. METODO DEL TANTEO O INSPECCIÓNON

Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

EJEMPLO:

N₂

H₂

→

NH₃

En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH₃, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.

N₂

H₂

→

2NH₃

Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H₂ reactante:

N₂

3H₂

→

2NH₃

La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.

2. METODO DE OXIDO REDUCCIÓN

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

BALANCEO DE ECUACIONES	CAMBIO EN ELECTRONES	CAMBIO DE N�MERO DE OXIDACI�N
Oxidación	Perdida	Aumento
Reducción	Ganancia	Disminución
Agente oxidante ( sustancia que se reduce)	Gana	Disminuye
Agente reductor ( sustancia que se oxida)	Pierde	Aumenta

como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.

El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente:

(a) Se escribe la ecuación del proceso. Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.

(b)

Mn⁺⁴O₂^-2

H⁺¹ Cl^-1

→

Mn⁺²Cl₂^-1

Cl₂⁰

H₂⁺¹O^-2

(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.

Mn⁺⁴	⁺	2e-	→	Mn⁺²
2Cl^-1	⁺	2e-	→	Cl₂⁰

(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.

(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuacion, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.

MnO₂

2HCl

→

MnCl₂

Cl₂

H₂O

MnO₂

4HCl

→

MnCl₂

Cl₂

2H₂O^-

EJEMPLO:

Balancear la ecuación de oxidación - reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación

(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO₃ a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H₂S a 0 en S.

(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:

N⁺⁵	+	3e^-	→	N⁺²			( cambio de -3)	(2a)
		S^-2	→	S⁰	+	2e^-	( cambio de +2)	(2b)

(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3

2N⁺⁵	+	6e^-	→	6N⁺²			(3a)
		3S^-2	→	3S⁰	+	6e^-	(3b)

(4) Por tanto, el coeficiente del HNO₃ y del NO es 2, y el del H₂S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;

2HNO₃

3H₂S

→

2NO

(4a)

(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) (2 de HNO₃ y 6 del H₂S) deberán formar 4H₂O en la derecha de la ecuación. La ecuación final será:

2HNO₃

3H₂S

→

2NO

4H₂O

(4a)

ION ELECTRÓN

Los pasos de este método son los siguientes:

a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.

b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.

c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras. Puede añadirse H₂O y H⁺ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H₂O en el miembro. Luego se emplean H⁺ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH^-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H₂O en el mismo miembro y 2OH^- en el otro miembro.

d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.

e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.

f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.

g) Simplificar los coeficientes.

EJEMPLO:

Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electrón :

Cr₂O₇^-2

Fe⁺²

→

Cr⁺³

Fe⁺³

(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:

Cr₂O₇^-2	→	Cr⁺³	( para el agente oxidante)	(1a)
Fe⁺²	→	Fe⁺³	( para el agente reductor)	(1b)

(2) Se afecta el balanceo de átomos. La semireacciones (1a) exige 7H₂O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H⁺ a la izquierda para igualar los H⁺. La (1b) está balanceada en sus átomos:

Cr₂O₇^-2	+	14H⁺	→	2Cr⁺³	+	7H₂O	(2a)
Fe⁺²	→			Fe⁺³			(2b)

(3) Se afecta el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es ⁺12 y en el lado derecho es ⁺6; por tanto deben añadirse 6e^- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e^- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:

Cr₂O₇^-2	+	14H⁺	+	6e^-	→	2Cr⁺³	+	7H₂O	(3a)
				Fe⁺²	→	Fe⁺³		e^-	(3b)

(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:

Cr₂O₇^-2	+	14H⁺	+	6e^-	→	2Cr⁺³	+	7H₂O	(4a)
				6Fe⁺²	→	6Fe⁺³		6e^-	(4b)

(5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones:

Cr₂O₇^-2

14H⁺

6Fe⁺²

→

2Cr⁺³

7H₂O

6Fe⁺³

La conservación de la masa

Toda reacción química establece una relación cualitativa entre reactivos y productos, pues expresa la naturaleza de éstos en función de la de aquéllos. Pero, además,fija las proporciones o cantidades medibles en las que unos y otros intervienen. El fundamento de esta relación cuantitativa entre las diferentes sustancias que participan en una reacción dada fue establecido en la última mitad del siglo XVIII por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). La aplicación de la balanza y de la medida de masas al estudio de multitud de reacciones químicas le permitió descubrir que en cualquier proceso químico la suma de las masas de las sustancias que intervienen (reactivos) es idéntica a la de las sustancias que se originan como consecuencia de la reacción (productos). Es decir, en toda reacción química la masa no se crea ni se destruye, sólo cambia de unas sustancias a otras.
La ley de conservación de la masa de Lavoisier:

En cualquier proceso químico la suma de las masas de las sustancias que intervienen (reactivos) es idéntica a la de las sustancias que se originan como consecuencia de la reacción (productos). Es decir, en toda reacción química la masa no se crea ni se destruye, sólo cambia de unas sustancias a otras.

La ley de Proust o de las proporciones definidas o constantes: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación ponderal (o de masas) fija y definida.

Esta ley indica que la composición de una combinación es siempre la misma y que, por lo tanto, el porcentaje o proporción en la que intervienen los diferentes elementos es constante y característica de la sustancia compuesta considerada. Así en el amoníaco (NH₃) la proporción en masa nitrógeno/hidrógeno es de 4,67:1 cualquiera que sea la muestra que se considere.

La ley de Dalton o de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro,guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos.

EJERCICIO