miércoles, 7 de noviembre de 2012

Miembros de grupo 10°4
Edison Arrieta
Jorge Pimienta
Sergio Tapia
Jose Fabregas
Steven Visbal
Hernan Reales

martes, 6 de noviembre de 2012

Reacciones de Sustitucion





Reacción de sustitución simple

\overset{0}{{\color{Green}Fe}} + \overset{+2}{{\color{Orange}Cu}}\overset{-2}{{\color{Blue}SO_4}} \rightarrow \overset{0}{{\color{Orange}Cu}} + \overset{+2}{{\color{Green}Fe}}\overset{-2}{{\color{Blue}SO_4}}

En una reacción de desplazamiento simple, un ion (o átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento:

               A + BC => AC + B

Un ejemplo de este tipo de reacción se evidencia cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el sulfato de cobre (CuSO4):

             Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Reacción de sustitución doble
\overset{+1}{{\color{Orange}Ag}}\overset{-1}{{\color{Blue}NO_3}} + \overset{+1}{{\color{Green}H}}\overset{-1}{{\color{Magenta}Cl}} \rightarrow \overset{+1}{{\color{Green}H}}\overset{-1}{{\color{Blue}NO_3}} + \overset{+1}{{\color{Orange}Ag}}\overset{-1}{{\color{Magenta}Cl}}\downarrow

En una reacción de sustitución doble, partes de dos compuestos cambian de lugar apra formar dos nuevos compuestos. Esto es cuando los aniones y cationes de dos diferentes moléculas cambian lugares, formando dos enteramente diferentes compuestos. Estas reacciones son generalmente en esta forma

        AB + CD  =>  AD + CD


Un ejemplo de la sustitución doble es cuando el sodio (Na) en el hidróxido de sodio (NaOH) cambia lugares con el hidrógeno (H) en el ácido clorhídrico (HCl):



           NaOH + HCl → NaCl + H2O

Reacciones de sintesis


En este tipo de reacciones, se combinan dos o más sustancias que pueden ser elementos o compuestos para formar un producto. Las reacciones de este tipo se clasifican como de combinación o síntesis, y se representan de forma general de la siguiente manera:

A + B = AB 

Donde A y B son los reactivos y AB es el producto

Entre las reacciones de combinación tenemos las siguientes posibilidades:



  • Metal + no metal =>  compuesto binario (óxido, sulfuro o haluro)                                                         
  • No metal + oxígeno => óxido de no metal                            
  • Oxido de metal + agua =>hidróxido de meta                    l
  • Oxido de metal + agua=> oxácido                                                                                                                                                                                                   
  • Oxido de metal + óxido de no metal =>sal                          

Metodo de balanceo de ecuaciones por Ion-elcetron

Método ion-electrón (medio básico)

b) Medio básico
1. En el medio básico los dos primeros pasos son los mismos que para el medio ácido
SO3 -2 + MnO4- + H2O --------> MnO2  + SO4 -2  + OH-
2. Anotar las semi-reacciones de reducción y de oxidación
SRR: MnO4-  -------> MnO2
SRO: SO3 -2 -------> SO4 -2
3. Para igualar los átomos de oxígeno se agregan tantas moléculas de agua como oxígenos falten, pero se agregan en el lado de la ecuación en el cuál existe una mayor cantidad de oxígeno.
MnO4- + 2 H2O --------> MnO2 
SO3 -2  --------> SO4-2  + H2O
4. Los átomos de hidrógenos se equilibran con grupos hidroxilos (OH-)
MnO4- + 2 H2O --------> MnO2  + 4 OH-
SO3 -2 +  2OH- --------> SO4-2 + H2O
5. Las cargas eléctricas equilibran con electrones
MnO4- + 2 H2O  + 3e-  --------> MnO2 + 4 OH-
SO3 -2 + 2OH- --------> SO4-2 + H2O + 2e-
6. Como la cantidad de electrones debe ser igual en las semi-reacciones oxidante y reductora, se deben amplificar cada una por un valor determinado para igualar la cantidad de electrones:
MnO4- + 2 H2O + 3e- --------> MnO2 + 4 OH-  /x2
SO3 -2 + 2OH- --------> SO4-2 + H2O + 2e-   /x3
_______________________________________
2MnO4- + 4H2O + 6e- --------> 2MnO2 + 8OH-
3SO3 -2 + 6OH- --------> 3SO4-2 + 3H2O + 6e-
7. se suman ambas semi-reacciones:
2MnO4- + 4H2O + 6e- --------> 2MnO2 + 8OH-

3SO3 -2 + 6OH- --------> 3SO4-2 + 3H2O + 6e-
___________________________________________
2MnO4- + H2O + 3SO3-2 --------> 2MnO2 + 2OH-  + 3SO4-2






Método íon- electrón (medio ácido)

Generalmente este método se utiliza para ajustar ecuaciones iónicas en disolución acuosa teniendo en cuenta si el medio en que se realiza es ácido o básico.
a) Medio ácido:
1. Escribir la ecuación general que representa el cambio químico
HNO3 + H2S --------> NO  +  S  + H2O
2. Escribir las semireacciones. El elemento no debe ser escrito como átomos o iones libres, a menos que existan como tales en solución.
SRR: NO3- -------> NO
SRO: H2S ---------S
3. Balancear cada ecuación parcial en el número de átomos de cada elemento. En disoluciones neutras o ácidas se equilibran los oxígenos agregando tantas moléculas de agua como oxígeno que falte.
NO3- -------> NO   + 2 H2O
H2S ---------> S
4. Balancear cada ecuación en cuanto al número de átomos de hidógeno agregando tantos protones como hidrógenos falten.
NO3-  + 4H+ --------> NO   +  2 H2O
H2S  --------->  S  + 2H+
5. Igualar las semi-reacciones en cuanto a las cargas, utilizando los electrones (e-)
NO3- +  4H+  + 3e-  ------->  NO    + 2H2O
H2S --------->  S  +   2H+   +   2e-
6. Amplificar cada ecuación para que la cantidad de electrones cedidos y ganados sean iguales.
NO3- + 4 H+  + 3 e- -------->  NO + 2H2O  /x2
H2S -----------> S  +  2H+  + 2e-   /x3
_____________________________________
2NO3- + 8H+ + 6 e- -------> 2NO  +  4 H2O
3H2S -------->  3S + 6H+  + 6e-
7. sumar algebraicamente ambas semi-reacciones
2NO3-  + 8H+  + 6e- --------> 2NO +  4 H2O
3H2S -----------> 3S + 6 H+  + 6 e-
_______________________________________
2NO3-  + 3H2S  + 2H+ --------> 2NO + 3S + 4 H2O
8. Colocar los coeficientes en la ecuación general
2HNO3 + 3H2S ---------> 2NO + 3S + 4H2O


























Método de balanceo de ecuaciones por tanteo o inspección



Se efectúa por simple inspección visual. Se recomienda para balancear ecuaciones sencillas, generalmente para ecuaciones con cuatro sustancias químicas.
Proceso: Se observa que elementos no están igualados en su número de átomos en ambos lados de la ecuación química y se procede a balancearlos colocando delante de las fórmulas o símbolos de las sustancias el coeficiente mas conveniente; si no resulta el balance, deberá intentarse con otros coeficientes hasta que se logre la igualdad de los atomos de todos los elementos.
Para balancear de manera eficaz por tanteo, es recomendable seguir el siguiente orden general de balanceo de los elementos.
ElementoMetalNo MetalHO
Orden1ro2do3er4to
Ejemplo 1: Balancear la siguiente ecuación química:
H3PO4 + Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + H2O
  • De acuerdo a la tabla dada, en primer lugar balanceamos los metales (en este caso el cobre: Cu). Tenemos:
Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2
  • En los productos tenemos 3 átomos de cobre, en los reactantes solo tenemos 1 átomo de cobre, entonces colocamos el coeficiente 3 delante del Cu(OH)2 , quedaría así:
3Ca (OH)2 → Ca3 (PO4)2
  • Completamos la ecuación:
H3PO4 + 3Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + H2O
  • Luego Nos disponemos a balancear el fósforo, colocando el coeficiente 2 delante de H3PO4
2H3PO4 + 3Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + H2O
  • Balanceamos los hidrógenos. En los reactantes tenemos:
2H3PO4 = 6 hidrógenos
3Cu (OH)2 = 6 hidrógenos
TOTAL = 12 Hidrógenos
  • Balanceamos los hidrógenos. En los productos tenemos:
H2O = 2 hidrógenos
por lo tanto hay que ponerle el coeficiente 6 delante del H2O , quedando así:
6 H2O = 12 hidrógenos (balanceado con los reactantes)
  • La ecuación quedaría:
2H3PO4 + 3Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + 6 H2O
  • Los oxígenos en los reactantes:
2H3PO= 8 oxígenos
3Cu (OH)= 6 oxígenos
TOTAL = 14 Oxígenos
  • Los oxígenos en los productos:
Cu3 (PO4)2 = 8 oxígenos
 6 H2O = 6 oxígenos
TOTAL = 14 Oxígenos (ya está balanceado)
  • La ecuación balanceada será:
2H3PO4 + 3Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + 6 H2O
Ejemplo 2: Balancear por tanteo o simple inspección:
C2H2 + O2 → CO2 + H2O
La solución sería:
2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O
Ejemplo 3: Balancear por tanteo o simple inspección:
N2 + H2 → NH3
La solución sería:
N2 + 3H2 → 2NH3
Ejemplo 4: Balancear por tanteo o simple inspección:
C5H12 + O2 → CO2 + H2O
La solución sería:
C5H12 + 8O2 → 5CO2 + 6H2O

Método de balanceo de ecuaciones por oxido- reduccion



Reacciones por oxido-reducción (redox)

http://www.fullquimica.com/2011/12/reacciones-redox.html
También llamados reacciones de reducción y oxidación. Son aquellas que ocurren mediante transferencia de electrones, por lo tanto hay sustancias que pierden electrones (se oxidan) y otras que ganan electrones (se reducen)
La gran mayoría de reacciones que son de interés, en quimica son reacciones de reducción y oxidación, comoejemplos tenemos: la combustión de los hidrocarburos, la acción de los agentes blanqueadores de uso domestico, la obtención de los metales a partir de sus minerales, el proceso de respiración, proceso de digestión, reacción que ocurre en la pila seca y baterías, etc..
Oxidación. Es el fenómeno mediante el cual una especie química pierde electrones, por lo tanto el número de oxidación (N.O.) aumenta algebraicamente porque pierde carga negativas.
Ejemplos:
4-12-2011 9.12.19 1








Reducción. Es el fenómeno mediante el cual una especie química gana electrones, por lo tanto el número de oxidación (N.O.) disminuye algebraicamente porque gana carga negativas.
Ejemplos:
4-12-2011 9.12.56 2
El agente oxidante, es la sustancia química que al reducirse provoca la oxidación de otro; por lo tanto lasustancia que se reduce es agente oxidante.
El agente reductor, es la sustancia quimia que al oxidarse provoca o causa la reducción de otro; por lo tanto lasustancia que se oxida es agente reductor.

A continuación se ilustra en forma resumida una reacción redox:
redox
Descripción del Proceso:
El átomo neutro del Zn (Zn0) pierde 2 electrones y se convierte en ion cinc (Zn+2) según la siguiente reacción: Zn0→ Zn+2 + 2e- ………………. semireacción de oxidación
Los dos átomos que pierde el Zn es ganado por el ión ferroso (Fe+2) para convertirse en atomo neutro (Fe0) Fe+2 + 2e- → Fe0 ……………….. semireacción de reducción
El ión Zn+2 es forma oxidada del Zn0 y el Fe0 es la forma reducida del Fe+2
El sulfuro ferroso FeS, se llama oxidante porque contiene al ión Fe+2 , que al reducirse provoca la oxidación del Zn. Al sulfuro de Zinc, ZnS, se le llama forma oxidada porque contiene al Zn+2 que es la forma oxidada del Zn0