La Reacción Química (tipos y ajuste) 1ºBach

Página 1 de 15
La reacción química
Antes de empezar debemos diferenciar claramente entre proceso físico y proceso
químico:
Proceso físico: No cambia la composición química de la sustancia, tan solo tiene lugar una
separación de una sustancia de otra en una mezcla o un cambio de estado. Ejemplos de procesos
físicos son: evaporación, fusión, destilación, filtración,…Los cambios de estado tienen nombres
característicos que te presentamos en este diagrama:
Proceso químico: Implican un cambio de composición en la sustancia, es decir, tiene lugar una
reacción química, en la que unas sustancias se transforman en otras de propiedades totalmente
diferentes.
En un proceso químico (o reacción química) se produce una profunda alteración de la materia. Se
parte de unas sustancias (reactivos) y lo que se obtiene después del proceso (productos) son unas
sustancias completamente diferentes a las de partida.
Para representar abreviadamente las reacciones químicas se utilizan las ecuaciones químicas.
En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los
productos a la derecha separados por una flecha:
Reactivos
Productos
El proceso de ajustar (o igualar) la ecuación consiste en colocar números delante de las fórmulas
(coeficientes) para garantizar que exista el mismo número de átomos en los reactivos que en los
productos, ya que en una reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos.
Para que se verifique una reacción química ha de producirse:
• Una ruptura de los enlaces en los reactivos. Lo que generalmente implica aportar energía.
• Un reagrupamiento de los átomos de forma distinta.
• Una formación de nuevos enlaces para formarse los productos. Lo que generalmente implica un
desprendimiento de energía.
En el balance final de energía para el proceso puede ocurrir:
Energía aportada
>
Energía desprendida. La reacción, en conjunto, absorbe energía (calor).
Página 2 de 15
Reacción endotérmica.
Energía aportada < Energía desprendida. La reacción, en conjunto, desprende energía (calor).
Reacción exotérmica.
El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del
proceso:
CH4 + 2 O2
CO2 + 2 H2O + 875 kJ (Proceso exotérmico)
2 KClO3 + 89,4 (kJ)
2 KCl + 3 O2 (Proceso endotérmico)
Ejemplo: La combustión del propano
C 3H 8
+
5 O2
1 molécula de
C 3H 8
Multiplicando por NA,
pasamos de moléculas
a moles
3 CO2
5 moléculas de
O2
+
4 H2 O
3 moléculas de
CO 2
4 moléculas de
H 2O
reacciona con
6,02.1023
moléc. de C3H 8
5 x 6,02.1023
moléc. de O 2
3 x 6,02.1023
moléc. de CO 2
4 x 6,02.1023
moléc. de H 2O
reaccionan con
1 mol
de C3H 8
5 moles
de O 2
3 moles
de CO 2
4 moles
de H 2O
reacciona con
Usando las masas
moleculares
obtenemos relaciones
entre gramos
1 mol: 44,0 g
44,0 g
de C 2H 6
1 mol: 32,0 g
1 mol: 44,0 g
160,0 g
de O 2
132,0 g
de CO 2
1 mol: 18,0 g
72,0 g
de H 2O
reaccionan con
Masa de reactivos:
44,0 + 160,0 = 204,0 g
Masa de productos:
=
132,0 + 72,0 = 204,0 g
Hay muchos tipos de reacciones químicas, y aunque el próximo curso las clasificaras atendiendo a
su mecanismo y comportamiento químico (ácido-base, redox, precipitación, ...) por el momento,
Página 3 de 15
sólo vamos a clasificarlas atendiendo a cómo se reagrupan los átomos:
1.- Reacciones de síntesis.
Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja. Tienen la siguiente
estructura:
A+B
AB donde A y B pueden ser elementos (en cuyo caso también se
pueden llamar reacciones de formación de la sustancia AB) o compuestos. Por ejemplo:
+
N2
Fe
CaO
3 H2
2 NH3
S
FeS
+
+
H2O
Ca(OH)2
SO2
+
H2O
H2SO3
CaO
+
SO2
CaSO3
Por ejemplo: Reacciones de oxidación. Combinación con el oxígeno. Son reacciones lentas que
desprenden poca energía
2 Fe O
2 Fe + O2
4 Fe + 3 O2
2 Fe2O3
2.- Reacciones de descomposición.
AB
Una sustancia se descompone para dar dos más simples. La estructura es la siguiente:
A
+
B donde A y B pueden ser elementos y/o compuestos. Por ejemplo:
Ba(OH)2
BaO
+
H2O
H2SO3
SO2
+
H2O
2 HgO
PbCO3
2 Hg
PbO
+ O2
+
CO2
Si el proceso de descomposición se realiza con la ayuda de electricidad, las reacciones
se denominan de Electrólisis, por ejemplo:
2 H2O
2 H2
2 NaCl
2 Na
+
+
O2
Cl2
3.- Reacciones de desplazamiento o sustitución.
Uno de los elementos que forma parte de un compuesto es sustituido por otro. La
reacción es la siguiente: AB
+
X
AX
+
B ejemplo:
Cu
+
2 AgNO3
Cu(NO3)2
Zn
+
H2SO4
ZnSO4
Cl2
+
2 KBr
2 KCl
+
2 Ag
+
+
H2
Br2
Página 4 de 15
4.- Reacciones de intercambio.
Estas reacciones equivalen a una doble descomposición o un intercambio. La estructura
general es: AB
+
XY
AX
+
BY
por ejemplo:
AgNO3
+ NaCl
H2SO4 + 2 NaOH
Na2CO3 + 2 HCl
NaNO3
+
AgCl
Na2SO4 + 2 H2O
2 NaCl
+ H2O + CO2
Por ejemplo: Reacciones de neutralización. Entre un ácido y una base. Se obtiene la sal del ácido y
agua: Ácido + Base
Sal + Agua.
H Cl + Na OH
Na Cl + H2O
H2SO4 + Ba (OH)2
Ba SO4 + 2 H2O
HNO3 + KOH
K NO3 + H2O
H2CO3 + 2 NaOH
Na2 CO3 + 2 H2O
Mención aparte merecen, dentro de las reacciones de oxidación, las:
Reacciones de combustión. Químicamente son oxidaciones, pero al contrario que éstas son
reacciones que transcurren muy rápidamente y con un desprendimiento notable de energía
2 C + O2
C + O2
2CO
C O2
Siempre que se queme un hidrocarburo (compuesto que contiene únicamente carbono e
hidrógeno) se obtiene CO2 y agua:
CH4 + 2 O2
C4H10 + 13/2 O2
CO2 + 2 H2O
4 CO2 + 2 H2O
C6H12O6 + 6 O2
6 CO2 + 6 H2O
Reacción de los óxidos con el agua. El comportamiento es muy distinto si reacciona un óxido no
metálico que uno metálico. En el primer caso se obtiene un ácido y en el segundo una base. Por
esta razón se dice que los óxidos no metálicos tienen un carácter ácido, mientras que los metálicos
tienen un carácter básico.
SO3 + H2O
H2SO4
CO2 + H2O
H2CO3
CaO + H2O
Ca (OH)2
Página 5 de 15
Na2O + H2O
2 NaOH
Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por los metales. La mayor parte de los metales
reaccionan con los ácidos desplazando el hidrógeno (que se desprende como gas) y el metal se
disuelve formando la sal correspondiente. Esta reacción se produce muy fácilmente en al caso de
metales alcalinos y alcalino-térreos.
Algunos metales como la plata, el cobre o el mercurio no desplazan el hidrógeno de los ácidos.
2 HCl + Mg
H2 SO4 + Fe
Mg Cl2
+ H2
FeSO4 +
H2
Página 6 de 15
Leyes ponderales (referentes al peso)
3.1.- Ley de la conservación de la masa.
•
•
La enunció Lavoisier en 1789.
En cualquier reacción química, la suma de la masa de los
productos es igual a la suma de la masa de los reactivos, es
decir, que la materia no se crea ni se destruye, sólo se
transforma.
3.2.- Ley de las proporciones definidas.
•
•
La enunció J. L. Proust en 1799.
Cuando dos elementos se combinan para formar un
compuesto, lo hacen siempre en proporciones fijas y
definidas, así, por ejemplo, el amoniaco siempre tiene un
82,36 % de N y un 17,64 % de H, sea cual sea su
procedencia o el método utilizado para obtenerlo.
3.3.- Ley de las proporciones múltiples.
•
•
La enunció Dalton en 1805.
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un
compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con
una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación
numérica sencilla.
C + O2
C + 1/2O2
CO2
CO
Veamos, ahora como se trabaja con las reacciones químicas:
El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si
hacemos reaccionar 6,0 g de ácido:
a)
b)
¿Cuántos gramos de zinc reaccionan?
¿Cuál sería el volumen de H2 obtenido si se mide en c. n.?
1. Identifica reactivos y productos. Plantea la ecuación y a continuación formula las
sustancias que intervienen:
Ácido clorhídrico + Zinc
HCl + Zn
Cloruro de zinc + Hidrógeno
Zn Cl 2 + H 2
2. Ajusta la ecuación:
2 HCl + Zn
Zn Cl 2 + H 2
Página 7 de 15
3. Pasa el dato que te dan a moles:
6,0 g deHC l
1mol HCl
= 0,16 moles de HCl
36,5 gde HCl
Para plantear este factor de conversión debes
obtener la masa molecular del compuesto.
4. Transforma ahora los moles del dato en moles de la incógnita leyendo el
correspondiente factor de conversión en la ecuación ajustada
0,16 moles deHCl
1mol de Zn
= 0,08 moles de Zn
2 mol deHCl
Lee el factor en la ecuación ajustada
5. Transforma moles en gramos usando la masa atómica o molecular:
0,08 moles de Zn
65, 4 g de Zn
= 5,2 g de Zn
1 mol de Zn
Esto se puede hacer de forma directa “empatando” unos factores de conversión con
otros:
6,0 g de HCl
1 mol HCl
1 mol Zn
65,4 g Zn
= 5,2 g Zn
36,5 g HCl 2 moles HCl 1 mol Zn
Convierte gramos a moles
Convierte moles a gramos
Permite relacionar dato (HCl) con
la incógnita (Zn)
6. Si la sustancia es un gas y está medido en c.n. (00C y 1atm) , se puede
obtener el volumen teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier sustancia gaseosa
ocupa 22, 4 litros (volumen molar)
6,0 g de HCl
1 mol HCl
1 mol H2
22, 4 litros H2
= 1,84 litros H2
36,5 g HCl 2 moles HCl 1 mol H2
Factor que convierte moles en litros
(sólo para gases medidos en c.n.)
MnO2
+
HCl
Mn Cl2 + Cl2 + H2O
En primer lugar ajustamos la reacción:
MnO2
+
Cálculos masa - masa
4 HCl
Mn Cl2 + Cl2 + 2 H2O
El dato está expresado en gramos y la incógnita la piden también
en gramos.
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicloruro de manganeso se
obtienen cuando reaccionan 7,5 g de ácido clorhídrico?
Página 8 de 15
7,5 g de HCl
1mol de MnCl2
4 moles de HCl
1mol de HCl
36,5 g de HCl
126,0 g de MnCl2
=
1mol de MnCl2
6,5 g de MnCl2
Factor leído en la ecuación ajustada. Nos
transforma dato (HCl) en incógnita (MnCl2)
El dato está expresado en gramos y la incógnita, por ser un gas,
piden su volumen en litros
Cálculos masa - volumen
Ejemplo: ¿Qué volumen de cloro se obtendrá cuando reaccionen
7,5 g de ácido clorhídrico, medidos en c.n.?
a) Cálculo del volumen de Cl2 medido en c.n.
7,5 g de HCl
1mol de Cl2
4 moles de HCl
1mol de HCl
36,5 g de HCl
Factor leído en la
ecuación ajustada
Otro ejemplo:
N2 (g) + H2 (g)
Ecuación ajustada:
22, 4 l de Cl2
= 1,2 litros de Cl2
1mol de Cl2
Esta relación se puede usar
únicamente cuando el gas esté
medido en c. n.
NH3 (g)
N2 (g) +
Cálculos volumen - volumen
3 H2 (g)
2 NH3 (g)
Si las sustancias consideradas están en fase gaseosa la
relación establecida por la ecuación ajustada puede
considerarse relación en volumen, siempre que los gases
estén medidos en las mismas condiciones de P y T
(volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones
de P y T contienen el mismo número de moles)
0,5L H2
2 LNH3
= 0,333 L NH3
3 L H2
Ejemplo: Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán
cuando reaccionan 0,5 L de H2 (se supone que ambos gases
están medidos a igual P y T)
Página 9 de 15
Lo más frecuente es que, debido a razones diversas, a la hora de
la realización práctica de una reacción química las cantidades
obtenidas sean distintas de las calculadas teóricamente. Se
define el rendimiento de la reacción como:
Cálculos con rendimiento
distinto del 100%
r=
gramos reales
100 gramos teóricos
Ejemplo: El nitrato de plomo (II) reacciona con el yoduro potásico
para dar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II).
a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso
a) Cuando se hacen reaccionar 15,0 g de nitrato de plomo (II)
se obtienen 18,5 g de yoduro de plomo (II) ¿Cuál es el
rendimiento del proceso?
Pb (NO3)2 +
KI
Pb I2 + KNO3
a) Ecuación ajustada:
Pb (NO3)2 +
2 KI
Pb I2 + 2 KNO3
b) Gramos de yoduro de plomo (II) que deberían obtenerse teóricamente:
1 mol de Pb (NO3 )2
331,2 g de Pb (NO3 )2
15,0 g de Pb (NO3 )2
1mol de PbI2
1 mol de Pb (NO3 )2
461,0 g de PbI2
1 mol de PbI2
= 20,9 g de PbI2
Cálculo del rendimiento:
18,5 g PbI2 reales
20,9 g PbI2 teóricos
100,0 g PbI2 teóricos
g PbI2 reales
= 88,5
= 88,5 %
100,0 g PbI2 teóricos
100,0 g PbI2 teóricos
Factor para calcular el tanto por ciento
No se divide por el 100 del denominador,
ya que forma parte de la unidad solicitada.
Cálculos con rendimiento
distinto del 100%
Ejemplo: El ácido sulfúrico reaccionan con 10,3 g de zinc para dar
sulfato de zinc e hidrógeno
a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso
b) Calcular la cantidad de sulfato de zinc obtenida si el
rendimiento para el proceso es de un 75 %
a)
H2SO4 + Zn
ZnSO4 + H2
Factor que considera el
rendimiento de la reacción
b) Cantidad de sulfato de zinc obtenida
10,30 g de Zn
1mol de Zn
65,4 g de Zn
Procesos con
reactivo limitante
1mol de ZnSO4
1mol de Zn
161,5 g de ZnSO4
1mol de ZnSO 4
75,0 g de ZnSO 4 reales
100,0 g de ZnSO 4 teóricos
= 19,1 g de ZnSO4 reales
A la hora de llevar a cabo una reacción química puede suceder que uno de los
reactivos esté en exceso, entonces la reacción transcurrirá mientras exista algo del
otro reactivo. Una vez que éste se acaba la reacción se para, quedando el exceso del
primero sin reaccionar. El reactivo que al agotarse hace que la reacción se detenga
se denomina reactivo limitante.
Los cálculos se efectúan considerando las cantidades que reaccionan.
Ejemplo: Una mezcla de 100 g disulfuro de carbono y 200 g de cloro (gas) se pasa a
través de un tubo de reacción caliente produciéndose la reacción:
CS2 + 3 Cl2
CCl4 + S2Cl2
Calcular la cantidad de S2Cl2 que se obtendrá
Página 10 de 15
Como dan cantidades para ambos reactivos,vemos si están en cantidades
estequiométricas (justas):
100 g CS2
1mol CS2
= 1,31mol CS2
76,2 g CS2
200 g Cl2
1mol Cl2
= 2,82 moles Cl2
71,0 g Cl2
Como (según se lee en la ecuación química) 1 mol de CS2 reacciona con 3 moles de
Cl2, para reaccionar con 1,31 moles de CS2 se necesitarían: 1,31 x 3 = 3,93 moles de
Cl2. Por tanto, como sólo existen 2,82 moles de Cl2:
Reactivo en exceso (no reacciona todo) : CS2
Reactivo limitante (se agota, reacciona todo) : Cl2
A la hora de efectuar los cálculos ha de tenerse presente que parte del CS2 quedará sin
reaccionar. Por tanto ha de usarse, bien el reactivo limitante (reacciona totalmente) o bien
la parte que reacciona del reactivo en exceso:
Usando el reactivo limitante:
2,82 mol Cl2
1mol S2 Cl2
3 mol de Cl2
135 g S2 Cl2
1mol S2 Cl2
= 126,9 g S2 Cl2
Usando el reactivo en exceso:
1mol CS2
3 mol de Cl2
Re accionan : 2,82 mol Cl2
0,94 mol CS2
1mol S2 Cl2
1mol de CS2
= 0,94 moles CS2
135,0 g S2 Cl2
= 126,9 g S2 Cl2
1mol S2 Cl2
Sobran : 1,31 − 0,94 = 0,37 moles CS2
Reactivos impuros
Si los reactivos que se emplean en la reacción no son puros ha de tenerse
en cuenta el dato de pureza y realizar los cálculos sólo con la parte de la
muestra que reacciona.
Ejemplo: Al calentar el óxido de mercurio (II) se descompone en oxígeno
(gas) y mercurio metálico. Calcular la cantidad de mercurio metálico que
podremos obtener al descomponer 20,5 g de un óxido del 80 % de pureza.
2 HgO
2 Hg +
O2
Parte de la muestra no es HgO. Por
eso hablamos de “óxido” cuando nos
referimos a la muestra impura
20,5 g de óxido
80 g de HgO
100 g de óxido
1mol HgO
216,8 g HgO
2 mol Hg
2 mol HgO
Factor que convierte
los gramos de muestra
en gramos de Hg O
216,6 g Hg
1mol Hg
= 15,2 g Hg
Página 11 de 15
Determinación de
la pureza de un
reactivo
Basándonos en la cantidad de productos obtenidos (o de reactivos que
reaccionan) se puede establecer la pureza de un reactivo o su contenido
en determinada sustancia (riqueza)
Ejemplo: Una muestra impura de 50,0 g de zinc reacciona con 53,7 g de
ácido clorhídrico. Calcular el % de zinc presente en la muestra (riqueza)
Zn + 2 HCl
ZnCl2 + H2
La cantidad de zinc presente en la muestra se puede calcular a partir del ácido consumido
suponiendo que las impurezas no reaccionan con el ácido:
53,7 g HCl
1mol HCl
36,5 g HCl
1mol Zn
2 mol HCl
65, 4 g Zn
1mol Zn
= 48,1 g Zn
El cálculo de la pureza se reduce a calcular un tanto por ciento:
48,1 g Zn
50,0 g muestra
100 g muestra
100 g muestra
Relación entre el
Zn puro y la masa
total de muestra
= 96,2
g Zn
= 96,2 % Zn
100 g muestra
Factor para calcular el tanto por
ciento. Recordar que por el “100” del
denominador no se divide ya que
forma parte de la unidad final.
Reactivos en disolución
(molaridad)
Lo común es que los reactivos que se utilicen se encuentren en
forma de disolución acuosa y que se trabaje directamente con
cantidades de disolucíon y no de soluto:
Ejemplo: Se hacen reaccionar 6,5 g carbonato cálcico con ácido
clorhídrico 1,5 M. Calcular la cantidad de ácido 1,5 M necesario
para reacción completa.
CaCO3 + 2 HCl
6,5 g de CaCO3
1mol CaCO3
100,1 g CaCO3
CaCl2 +
2 mol HCl
1mol CaCO3
CO2 + H2O
1000 cm3 disolución
= 86,7 cm3 disolución
1,5 mol HCl
Este factor permite transformar moles de
HCl (soluto) en volumen de disolución
usando la definición de molaridad.
Página 12 de 15
Una forma muy corriente de expresar la concentración de una
disolución es en tanto por ciento en peso (masa). Si se pretende
operar con volumen de disolución es preciso, además, conocer la
densidad de la disolución
Reactivos en disolución
(tanto por ciento en peso)
Ejemplo: Se hacen reaccionar 4,5 g de zinc con ácido clorhídrico
3
del 35% en peso y 1,18 g/cm de densidad. Calcular el volumen
de ácido necesario para reacción completa.
2 H Cl
4,5 g Zn
1mol Zn
65,37 g Zn
+ Zn
2 mol HCl
1mol Zn
Zn Cl2
36,5 g HCl
1mol HCl
+
H2
100,0 g ácido
35,0 g HCl
1 cm3 ácido
1,18 g ácido
Factor que convierte moles
de HCl en gramos de HCl
= 12,2 cm3 ácido (disolución)
El dato de densidad permite
convertir gramos (masa) en
3
cm (volumen) de disolución
Podemos decir, entonces, que grosso modo las etapas esenciales son:
• Ajustar la ecuación química
• Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto
• Convertir las masas a moles
• Usar la ecuación química para obtener los datos
necesarios
• Reconvertir las moles a masas si se requiere
AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS
1.
Ajusta la reacción química Na2SO4 + BaCl2 → NaCl + BaSO4
a Na2SO4 + b BaCl2 → c NaCl + d BaSO4
Na: 2a = c
S:
a=d
O: 4a = 4d
Ba: b = d
Cl: 2b = c
Si asignamos a d el valor 1: d = 1, tendremos
a=d
a=1
b=d
b=1
2b = c
2· 1=c
2=c
c=2
La ecuación ajustada es la siguiente: Na2SO4 + BaCl2 → 2 NaCl + BaSO4
2.
Ajusta la reacción química FeS + O2 → Fe2O3 + SO2
Página 13 de 15
a FeS + b O2 → c Fe2O3 + d SO2
Fe: a = 2c
S:
a=d
O: 2b = 3c + 2d
Si asignamos el valor 1 → a = 1, quedará
a = 2c
a/2=c
1/2=c
c = ½ = 0,5
1=d
d=1
a=d
2b = 3 · 0,5 + 2 · 1 = 1,5 + 2 = 3,5
2b = 3c + 2d
b = 3,5 / 2 = 1,75
Para evitar números decimales, multiplicamos por cuatro todos los coeficientes:
a = 1 ·4 = 4
b = 1,75 · 4 = 7
c = 0,5 · 4 = 2
d=1· 4=4
La ecuación ajustada es la siguiente: 4 FeS + 7 O2 → 2 Fe2O3 + 4 SO2
3.
Ajusta la reacción química Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
a Al + b H2SO4 → c Al2(SO4)3 + d H2
A:
a = 2c
H: 2b = 2d
S:
b = 3c
O: 4b = 12c
Si asignamos d = 1, quedará:
2b = 2d
b=d
b=1
1 = 3c
1/3=c
c = 1/3
b = 3c
a=2· c
a = 2 · 1/3
a = 2/3
Si multiplicamos por tres todos los coeficientes para eliminar fracciones:
a = (2/3) · 3
a=2
b=1· 3=3
c = (1/3) · 3
c=1
d=1· 3=3
La ecuación ajustada queda: 2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2
Página 14 de 15
AJUSTAR LAS REACCIONES QUÍMICAS SIGUIENTES:
1
H2+ O2 → H20
2
N2 + H2 → NH3
3
H2O + Na → Na(OH) + H2
4
KClO3 → KCl + O2
5
BaO2 + HCl → BaCl2 + H2O2
6
H2SO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl
7
FeS2 → Fe3S4 + S2
8
H2SO4 + C → H20 + SO2 + CO2
9
SO2 + O2 → SO3
10
NaCl → Na + Cl2
11
HCl + MnO2 → MnCl2 + H20 + Cl
12
K2CO3 + C → CO + K
13
Ag2SO4 + NaCl → Na2SO4 + AgCl
14
NaNO3 + KCl → NaCl + KNO3
15
Fe2O3 + CO → CO2 + Fe
16
Na2CO3 + H2O + CO2 → NaHCO3
17
FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2
18
Cr2O3 + Al → Al2O3 + Cr
19
Ag + HNO3 → NO + H2O + AgNO3
20
CuFeS2 + O2 → SO2 + CuO + FeO
Página 15 de 15
SOLUCIONARIO REACCIONES QUÍMICAS
1
2 H2+ O2 → 2 H20
2
N2 + 3 H2 → 2 NH3
3
2 H2O + 2 Na → 2 Na(OH) + H2
4
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
5
BaO2 + 2 HCl → BaCl2 + H2O2
6
H2SO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl
7
3 FeS2 → Fe3S4 + S2
8
2 H2SO4 + C → 2 H20 + 2 SO2 + CO2
9
2 SO2 + O2 → 2 SO3
10
2 NaCl → 2 Na + Cl2
11
4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H20 + 2 Cl
12
K2CO3 + 2 C → 3 CO + 2 K
13
Ag2SO4 + 2 NaCl → Na2SO4 + 2 AgCl
14
NaNO3 + KCl → NaCl + KNO3
15
Fe2O3 + 3 CO → 3 CO2 + 2 Fe
16
Na2CO3 + H2O + CO2 → 2 NaHCO3
17
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
18
Cr2O3 + 2 Al → Al2O3 + 2 Cr
19
3 Ag + 4 HNO3 → NO + 2 H2O + 3 AgNO3
20
CuFeS2 + 3 O2 → 2 SO2 + CuO + FeO