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BALANCEO POR TANTEOMÉTODO REDOXEJERCICIOS

REACCIONES QUIMICAS BALANCEO POR TANTEO Y REDOXGUÍA QUIMICA GRADO 11° AÑO 2015

REPUBLICA DECOLOMBIA

VILLAVICENCIOMETA

Clases de reacciones Químicas

▪ En la ecuación química los elementos se representan con símbolos y los compuestos químicos por fórmulas.

▪ Si sobre la flecha encontramos la letra delta ( ), lo que significa, es que la reacción necesita calor.▪ Si la reacción química ocurre en ambos sentidos (↔) es decir, que los reactivos dan productos y

simultáneamente los productos están reaccionando para formar reactivos.▪ En algunos casos si la reacción presenta una flecha hacia arriba (H2

↗), significa desprendimiento de un gas. Si la flecha se escribe hacia abajo (Hg↓), significa precipitado sólido.

▪ La ecuación química siempre debe equilibrarse, de manera cuantitativa, relacionando las cantidades las cantidades de las sustancias de los reactantes como de los productos.

▪ Toda ecuación química se encuentra igualada o equilibrada cuando cumple las leyes siguientes:1. Ley de las proporciones definidas o ley de Proust: las sustancias reaccionan según unas relaciones de peso fijas e

invariables. Estas proporciones fijas vienen representadas en la ecuación química mediante unos números llamados coeficientes estequiométricas.

2. Ley de la conservación de la materia o ley de Lavoisier: la masa de los reactivos debe ser igual a la de los productos.

Ejemplo de la 2° ley: en términos de porcentaje para cada elemento deben ser fijos.Si 1-mol de H20, es igual al PM => 1g x 2 + 16g x 1 = 18g. Entonces en los 18g hay 2g de H y 16g de 0, simplemente se calcula cuánto hay en 100% en peso o en 100g. Así:18g H20 ----→ 2g-H 100g --------→ X

De hidrógeno se obtuvo 11,1g.Para determinar el oxígeno se hace de la misma manera o simplemente restando de 100:18g H20 → 16g-0

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100g → X

Si se aplica a toda la reacción química, la ley de la conservación de la materia se dice: “Es una reacción química la masa de todos los productos debe ser igual a la masa de todos los reactivos”.Todo lo que entra debe salir o la cantidad de los átomos de los reactivos debe ser igual a la de los productos.No se deben cambiar los subíndices, ni los coeficientes de una fórmula: Ejemplo C02, si lo cambia a C0, cambia la cantidad relativa de la molécula y no se cumple la ley.Al + HCl → AlCl3 ↓ + H2

↗ Se hace la relación de cantidad de reactivos y productos:Elemento Reactivos Productos

Al 1 1H 1 2Cl 1 3

No se cumple la ley de la conservación de la materia. ¿Qué debemos hacer? Lo que debemos es utilizar el método de balanceo por Tanteo y Redox.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las reacciones químicas se clasifican según:1. Cambios en estructuras de reactivos y productos.2. Cambios energéticos.

Cambios en estructuras de reactivos y productos

1. Combinación o síntesisUnen dos más reactivos dan un producto: A + B → AB 2H2(g) + 02(g) → 2H20(l)

2. Descomposición o AnálisisUn reactivo se convierte en dos o más productos: AB → A + BCaC03 → C02 + Ca0

3. Sustitución o desplazamiento simpleCuando un elemento libre reemplaza a otro que se encuentra cambiando formando un compuesto, por ejemplo: los metales desplazan a los H de los ácidos: A + BC → AC + B Zn + H2S04 → ZnS04 + H20

4. Intercambio o Doble sustitución o desplazamiento dobleDos compuestos iónicos intercambia iones: AB + CD → AC + BDH+Cl- + Na+(0H)- → Na+Cl- + H2

+0-2

Cambios energéticos, el calor en las reacciones químicas5. Exotérmicas

Cuando en la ecuación se libera calor (Δ) y se encuentra al lado derecho de la ecuación.C6H1206 + 02 → C02 + H20 + 2519Kj/n (calor)

6. EndotérmicasLas reacciones necesitan que se les proporcione calor (Δ) para que se dé la reacción, y el calor (Δ) está al lado izquierdoKCl03 + 154Kj/n → KCl + 02

REACTIVIDAD DE ALGUNOS METALESMETAL REACTIVIDADLi, Br, KBa, Ca, Na

Desplazan al H, al reaccionar con agua a temperatura ambiente y con los ácidos

Mg, Al, MnZn, Cr, Fe

Desplazan al H, al reaccionar con os ácidos y con el vapor de agua

Ni, Sn, Pb Desplazan al H, al reaccionar con los ácidos

H, Cu, Hg Reaccionan con el oxígeno para formar óxidos

Ag, Pt, Au Poco reactivos

Hidróxido de Magnesio, conocido como leche de

magnesia, al ser mezclada con una solución de ácido

clorhídrico (HCl), reacciona produciendo Cloruro de

magnesio y agua

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La cantidad de calor que se produce en una reacción se conoce como calor de reacción. Las unidades pueden ser Kilojoules o Kilocalorias sobre mol. Un buen ejemplo son los maizales que son reacciones endotérmicas que se efectúan en la fotosíntesis de las plantas. La descomposición electrolítica del H20 para formar H2

↗ y 02 es en extremo endotérmica. Si se interrumpe la corriente eléctrica durante el proceso, la reacción se detiene al instante.

Reacción EndotérmicaFigura 1. Cuando se rompe la ampolla de una compresa fría que contiene NH4Cl sólido y los cristales entran en el paquete que contiene 100 mL de agua, la temperatura cambia de 24,5 °C a 18,1 °C. La energía, en forma de calor, se adhiere de los alrededores inmediatos (del agua) haciendo que la solución se torne fría, ocurre un proceso endotérmico. La disolución de NH4Cl es endotérmica y se produce una solución salina que es más fría que los alrededores. Este proceso se representa en forma gráfica para mostrar los cambios de energía entre reactivos y productos.

En la Figura 2, los productos tienen menor energía potencial que los reactivos. Se libera energía (calor), y se suscita una reacción exotérmica, aquí el clorato de potasio (KCl03) y el azúcar se mezclan y se colocan en forma de pila. La adición de una gota de ácido sulfúrico concentrado produce una reacción exotérmica espectacular.

Figura 2. Reacción exotérmica entre KCl03 y azúcar (C6H1206). Se mezclan, y se colocan sobre una placa incombustible. Para provocar la ignición de la mezcla, se agregan unas gotas de H2S04 concentrado.

Reacciones de desplazamiento y orden de actividad de los metalesAlgunas de las reacciones anteriores e dan instantáneamente, pero otras requieren calor, y otras requieren años para obtener sus productos.Se han encontrado que muchos de los metales reaccionan con el agua, incluso, a temperatura ambiente, mientras que otros lo hacen a altas a temperaturas. 2Na + 2H20 2Na0H + H2

↗

Ca + H20 Ca(0H)2-1 + H2

↗

El sodio por ejemplo desplaza al Hidrógeno rápidamente del agua en condiciones de laboratorio.Análogamente, el comportamiento de los metales frente a los ácidos es diferente, el Na y el HCl reaccionan casi con violencia explosiva; el Zn y el Fe lo hacen lentamente, y el Cu y la Ag no parecen desplazar el H2 aún en el ácido concentrado.En la tabla que se presenta, los metales de mayor actividad están en la parte superior del H

y los de menor actividad en la base.Los elementos que están por encima del H lo desplazan de sus ácidos, los que están por debajo no, así: 2Na + 2HCl 2NaCl + H2

↗

METALES MÁS ACTIVOSLi

La reactividad de los metales

aumenta de abajo hacia

arriba

Metales menos reactivos

KBaNaMgAlZnFeCdNiSnPb(H)CuHgAgAu

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La actividad de los metales no se refiere al desplazamiento del H, sino también de cualquier otro metal de la serie, de arriba abajo. Un metal siempre desplaza de un compuesto al siguiente, de abajo arriba no hay desplazamiento, cuando sea mayor la distancia entre los elementos, mayor la facilidad de reemplazo.

Método de Tanteo o de Ensayo y error o Simple inspección

En este método, se colocan coeficientes a lado y lado de la ecuación hasta que quede balanceada. Si el coeficiente es 1 no se escribe en la ecuación.En toda ecuación se debe distinguir los reactivos y los productos:

La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos»; también se puede decir: “en una reacción química la masa de todos los productos debe ser igual a la masa de todos los productos”.Cuando usted elabore una fórmula, no debe cambiar los subíndices ni los coeficientes de una fórmula, ejemplo: C02 C0, cambia la cantidad relativa de la molécula y no se cumple la Ley.Obligatoriamente se debe balancear la ecuación química, ya que si no se hace, no se va a cumplir la ley de la conservación de la materia.

Reglas balanceo por tanteo1. Comienza con metales2. No metales3. Hidrógeno4. Oxígeno

Ejemplo

Al + HCl AlCl3 + H1. Realizo la tabla, colocando los elementos aplicando la regla:

ELEMENTO REACTIVOS PRODUCTOSAl 1 1Cl 1 3H 1 2

2. Escribo la ecuación con los datos obtenidos.

Al + 6HCl AlCl3 + 3H2

3. Observe que el aluminio queda desbalanceado. Debo buscar un número que coincida tanto en productos como en reactivos.

2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2

Cu(N03)2(ac) + Δ N02(g) + 02(g) + Cu0(s)

1. Table, siguiendo las reglasELEMENTO REACTIVOS PRODUCTOSCu 1 1N 2 1x2=2H 0 00 6 5

2. Escribo la ecuación con los datos obtenidos. Cu(N03)2(ac) + Δ 2N02(g) + 02(g) + Cu0(s)

3. Observe que no está balanceada, continúe:

LELMENTO

REACTIVOS PRODUCTOS

Al 1x2=2 1X2=2Cl 1x3=3 3H 2x3=3 2x3=6

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2Cu(N03)2(ac) + Δ 4N02(g) + 02(g) + 2Cu0(s)

KBr + Mn02 + H2S04 K2S04 + MnS04 + H20 + Br2

1. Realizo la table

ELEMENTO REACTIVOS PRODUCTOSK 1x2=2 2Mn 1 1Br 1x2=2 2S 1x2=2 2H 2 20 6 9

2. Escribo la ecuación con los datos obtenidos.

3. 2KBr + Mn02 + 2H2S04 K2S04 + MnS04 +2H20 + Br2

Balanceo de ecuaciones por Oxido-Reducción o RedoxEn este método hay pérdida o ganancia de electrones (ề), es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, cambio de color, etc.)Oxidación: cuando un elemento pierde electrones aumentando su estado de oxidación. Fe Fe+2 + 2ề Un átomo neutro al perder electrones se convierte en un ion positivoReducción: cuando un elemnto gana electrones, disminuyendo su número de oxidación. Cl2 + 2ề 2Cl-1 Un átomo neutro al ganar electrones se convierte en un ion negativo.Por ejemplo. Un cambio de número de oxidación de +1 a +4 o de -2 a 0 es oxidación. Un cambio de +4 a +1 o de -1 a -3 es reducción.

En una reacción REDOX el agente oxidante acepta electrones (es el que se reduce).En una reacción REDOX el agente reductor suministra electrones (es el que se oxida).Sustancia que se oxida: se le llama agente reductor porque transfiere electrones a una sustancia que se reduce.Sustancia que se reduce: se le llama agente oxidante porque recibe electrones de una sustancia que se oxida.

Elemento N° oxidación N° electronesOxida Aumenta (↑) PierdeReduce Disminuye (↓) Gana

El poder reductor es la tendencia a ganar electrones. Teniendo en cuenta este dato y observando la tabla periódica, ¿Cuál de los siguientes elementos Na0; F2

0; Zn+2 tienen más poder reductor? R/ F20 es del grupo VII-A; Zn+2 es del grupo

II-B; Na0 es del grupo I-A, este último cede su electrón.Ejercicio

a. B2+3 + Mg0 B0 + Mg+20-2

b. S+402-2 + 02

0 + Ca+2C+403-2 Ca+2S+604

-2 + C+402-2

ELEMENTO REACTIVOS PRODUCTOSCu 1x2=2 1x2=2N 2x2=4 2x2=4H 0 00 12 12

ELEMENTO REACTIVOS PRODUCTOSK 2 2Mn 1 1Br 2 2S 2 2H 2 20 10 10

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ECUACIÓN SUSTANCIA OXIDADA SUSTANCIA REDUCIDA AGENTE OXIDANTE AGENTE REDUCTOR

A Mg B203 B203 MgB S02 02 02 S02

Pasos para el balanceo por el método REDOX = Oxido-reducciónH2 + 02 H201. Verifique si la ecuación está bien escrita.

H2 + 02 H202. Coloque los números de oxidación en cada uno de los elementos.

H20 + 02

0 H2+10-2

3. Observa cual es el Agente Oxidante (A.0), el que gana ề y el Agente reductor (A.R), el que pierde ề. Teniendo en cuenta el número de átomos de cada elemento.

H0 → H+1 + 1ề => pierde 1ề (A.R→S.O) H2

00 + 2ề → 0-2 => gana ề (A.O→S.R) 02

4. Observar el número de átomos que participan en cada elemento. Se entrecruzan los coeficientes: H2

0 →2H+1 + 2ề =>Son dos átomos de H, se colocan a lado y lado 02

0 + 4ề → 20-2 =>Son dos átomos de 0, se colocan a lado y lado5. Se multiplica los coeficientes entrecruzadamente.

(H20 →2H+1 + 2ề) 4 => 4H2

0 →8H+1 + 8ề (02

0 + 4ề → 20-2 ) 2 => 2020 + 8ề → 40-2

6. Reemplazando en la ecuación general 4H2

0 + 2020 8H2

+10-2

7. Por último se balancea por tanteo y se se puede simplificarlo hágalo:8. No se necesita balancear, pero se puede simplificar la ecuación, quedando:

2H20 + 02

0 4H2+10-2

Fe203 + C0 Fe + C02

1. Verifique si la ecuación está bien escrita. Fe203 + C0 Fe + C02

2. Coloque los números de oxidación en cada uno de los elementos. Fe2

+303-2

+ C+20-2 Fe0 + C+4 02-2

3. Observa cual es el Agente Oxidante (A.0), el que gana ề y el Agente reductor (A.R), el que pierde ề. Teniendo en cuenta el número de átomos de cada elemento. Fe+3+ 3ề →Fe0 => gana 3ề (A.0→S.R) el Fe203

C+2 → C+4 + 2ề => pierde 2ề (A.R→SO) el CO4. Observar el número de átomos que participan en cada elemento. Se entrecruzan los coeficientes: Fe2

0 + 6ề → 2Fe0 =>Son dos átomos de Fe, se colocan a lado y lado C+2 → C-4 + 2ề =>Son un átomo de C, se colocan a lado y lado

5. Se multiplica los coeficientes entrecruzadamente. (Fe2

0 + 6ề → 2Fe0) 2 => 2Fe20 + 12ề → 4Fe0

(C+2 → C+4 + 2ề) 6 => 6C+2 → 6C+4 + 12ề6. Reemplazando en la ecuación general

2Fe203 + 6C0 4Fe + 6C02

7. Por último se balancea por tanteo y se se puede simplificarlo hágalo:No se necesita balancear, pero se puede simplificar la ecuación, quedando: Fe203 + 3C0 2Fe + 3C02

KCl03 + KI + H20 KCl + K0H + I2

1. Verifique si la ecuación está bien escrita. KCl03 + KI + H20 KCl + K0H + I2

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2. Coloque los números de oxidación en cada uno de los elementos. K+Cl+503

-2 + K+I- + H2+0-2 K+Cl- + K+ (0-2H+)-1 + I2

0

3. Observa cual es el Agente Oxidante (A.0), el que gana ề y el Agente reductor (A.R), el que pierde ề. Teniendo en cuenta el número de átomos de cada elemento. Cl+5 + 6ề → Cl-1 => gana 3ề (A.0→S.R) el KCl03

I-1 → I0 + 1ề => pierde 2ề (A.R→SO) el KI4. Observar el número de átomos que participan en cada elemento. Se entrecruzan los coeficientes: Cl+5 + 6ề → Cl-1 =>Son un átomo de Cl, se colocan a lado y lado

2I-1 → I20 + 2ề =>Son dos átomos de I, se colocan a lado y lado

5. Se multiplica los coeficientes entrecruzadamente.

(Cl+5 + 6ề → Cl-1) 2 => 2Cl+5 + 12ề → 2Cl-1

(2I-1 → I20 + 2ề) 6 => 12I-1 → 6I2

0 + 12ề 6. Reemplazando en la ecuación general

2KCl03 + 12KI + H20 2KCl + K0H + 6I2

7. Por último se balancea por tanteo y se se puede simplificarlo hágalo:No se necesita balancear, pero se puede simplificar la ecuación, quedando: 2KCl03 + 12KI + 6H20 2KCl + 12K0H + 6I2

Se simplifica:KCl03 + 6KI + 3H20 KCl + 6K0H + 3I2

Cl2 + K0H KCl + KCl03 + H201. Verifique si la ecuación está bien escrita.

Cl2 + K0H KCl + KCl03 + H202. Coloque los números de oxidación en cada uno de los elementos.

Cl20 + K+0-2H+1 K+Cl- + K+Cl+503

-2 + H2+0-2

3. Observa cual es el Agente Oxidante (A.0), el que gana ề y el Agente reductor (A.R), el que pierde ề. Teniendo en cuenta el número de átomos de cada elemento.Cl0 + 1ề → Cl-1 => gana 1ề (A.0→S.R) el Cl Cl0 → Cl+5 + 5ề => pierde 2ề (A.R→SO) el Cl

4. Observar el número de átomos que participan en cada elemento. Se entrecruzan los coeficientes:Cl2

0 + 2ề → 2Cl-1 =>Son dos átomos de Cl, se colocan a lado y lado

Cl20 → 2Cl+5 + 10ề =>Son dos átomos de Cl, se colocan a lado y lado

5. Se multiplica los coeficientes entrecruzadamente.(Cl2

0 + 2ề → 2Cl-1) 10 => 10Cl20 + 20ề → 20Cl-1

(Cl20 → 2Cl+5 + 10ề) 2 => 2Cl2

0 → 4Cl+5 + 20ề6. Reemplazando en la ecuación general

12Cl20 + K+0-2H+1 20K+Cl- + 4K+Cl+503

-2 + H2+0-2

8. Por último se balancea por tanteo y se se puede simplificarlo hágalo:No se necesita balancear, pero se puede simplificar la ecuación, quedando: 12Cl2

0 + 24K+0-2H+1 20K+Cl- + 4K+Cl+503-2 + 12H2

+0-2

Simplificando: 3Cl2

0 + 6K+0-2H+1 5K+Cl- + K+Cl+503-2 + 3H2

+0-2

Bibliografiahttp://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_conservaci%C3%B3n_de_la_materiahttp://tiempodeexito.com/quimicain/30.html.Fundamentos de química, Thompson, 11-Edición, Edt.Planeta, 2011Química general de Rosemberg, Jerome, Edt.McGRAW-HILL, seri Schaum, 1980Apuntes Química General, Torres, Héctor Mario. U.Libre de Colombia, 1977

H.M.T-9 de febrero de 2015