TCIE3ABC-1

CIENCIAS
ACTIVIDADES
PROFESORA ALMA PATRICIA GARCIA HINOJOSA
MATERIA : CIENCIAS GRADO: 3 AREA: SECUNDARIA GRUPO: A B Y C
QUIMICA
REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
Objetivo:
* Identificar, diferenciar y balancear las reacciones Químicas Inorgánicas.
Ejemplo:
K(S) + H2O(l)
FeO(s) + H2 (g)
2KClO3 (s) + calor
Simbología utilizada en las reacciones.
1.- Reacción de síntesis
KOH(ac) + ½ H2 (g)
Fe(s) + H2O (l)
2KCl(s) + 3O2 (g)
Este tipo de reacciones, en la que dos ó más especies Químicas sencillas se
unen para formar un solo producto ó especie más compleja.
Si y = o
mA
+ nB
XC
3 H2 (g) + N2 (g)
2NH3 (g)
CaO (s) + H2O (l)
Ca (OH)2 (aq)
Se unen 2 para hacer 1
2.- Reacción de análisis ó de descomposición
Se define como aquella en la cual una especie química se
descompone en dos ó más productos mediante la aplicación de una fuente de
energía externa.
Si n = o
mA
+ nB
xC
mA
xC
+ yD
+ yD
Ejemplo:
Fuente de
Energía
CaCO3

CaO + CO2
2 H2O
electrolisis
2 H2 + O 2
Se descompone
1 para hacer 2
3.- Reacciones de simple sustitución
Se define como aquella en la que los átomos de un elemento desplazan en un
compuesto a los átomos de otro elemento.
A + BC
Zn(s) +
2H Cl(l)
AC + B
ZnCl2(l) + H2(g)
El zinc desplaza al hidrógeno para formar Zn Cl2(l)
2 Na(s) + 2 H2O (l)
2 Na OH (aq) + H2 (g)
El sodio desplaza al hidrógeno para formar Na OH
(aq)
4.- Reacción de doble sustitución
Es aquella en donde hay intercambio de iones (en solución acuosa).
++
-
+ -
+ -
+ -
A B + CD
NaOH + HCl
AD + BC
NaCl + H2O
El sodio desplaza al hidrógeno para formar Na Cl
El ion OH desplaza al cloro para formar H2O
Ag NO3 + Na Cl
Ag Cl + Na NO3
La plata desplaza al sodio para formar Ag Cl
El Ion NO3 desplaza al cloro para formar Na NO3
Ejercicio
Anota el tipo de reacción a que se refiere.
Tipo de reacción
2 H2 + O 2
2 H2O
A
H2 + Cl2
SO3 + H2O
Co O + H2O
2 H2O
2 H2 + O2
2 HCl
H2 SO4
Ca (OH)2
3H2 + N2
2N H3
2K Cl O3
2K Cl + 3O2
Ca CO3
Ca O + CO2
NH4 NO2
N2 + H2O
Zn + 2HCl
Zn Cl2 + H2
Fe + H2S
FeS + H2
Cl2 + 2H Br
2 H Cl + Br2
H Cl + Na OH
Na Cl + H2O
Ag NO3 + Na Cl
Ag Cl + Na NO3
Ba SO4 + Na H CO3
N2 + 3H2
Ba (HCO3)2 + Na2 SO4
2 NH3
Tipo de reacción
2 H2 + 3 H 2
2NH3
2 H2 + O 2
2 H2O
CaO + CO2
Ca CO3
SO3 + H2O
H2 SO4
Ca CO3
CaO + CO2
2KCIO3
2KCI + 3O2
2 H2O
2 H 2 + O2
2 H2 O 2
H2 CO3
2 H2O + O2
H2O + CO2
Na OH + HCI
Ag NO3 + Na CI
2 KI + PB (NO3)2
Na CL + H2O
Ag CI + Na NO3
2K NO3 + PbI2
Ba O2 + H2 SO4
Ba SO4 + H2 O2
Zn + 2 H CI
Zn CI2 + H2
2 Na + 2 H2O
2 Na OH + H2
2 KI + CI2
2K CI + I2
Ag NO3 + Cu
Cu NO3 + Ag
Clasificación de modelos de reacciones inorgánicas
Algunas de estas reacciones ya se han visto en la unidad anterior,
asi es que no es muy díficil familiarizarse con ellas.
1.- Reacción entre un metal dado y el hidrógeno.
M + H2
M Hy
Metal + Hidrógeno = hidruro metálico
Y = No. de oxidación
Ejemplo:
Li + H2
Be + H2
Fe + H2
Li H
Ba H2
Fe H2
2.- Reacciones entre un metal dado y el Oxigeno
M + O2
Metal
+
MX O Y
Oxigeno = Óxido metálico (óxido básico)
X, y = Número de oxidación intercambiados
Ejemplo:
Ca
+ O2
Ba2 O2
K
+ O2
K2 O
Fe +
O2
Fe2 O2
3.- Reacción entre un metal activo y el agua.
M + H2 O
Metal activo +
M (OH)Y + H2
agua
=
hidróxido +
hidrógeno
Y= número de oxidación del metal
Ejemplo:
Be + H2 O
Be (OH)2 + H2
Rb + H2 O
Rb(OH) + H2
Ca + H2 O
Ca +2 (OH)2 + H2
4.- Reacción entre un metal dado y un ácido.
M + HNM
x, y =
Zn
Mx NMy
+ H2
Números de oxidación intercambiados.
+ HCI
Zn CI2 + H2
+1
-2
Hg + H2 S
Hg2 S + H2
Ca + H2 SO4
Ca (SO4) + H2
+3
Al + H3 PO4
-3
AI PO4 + H2
5.- Reacciones entre un metal y un no metal.
M
+
NM
MX N MY
Metal + No metal = sal binaria
x, y = Número de oxidación intercambiados
Na + CI2
NaCI
Fe
FE I3
+
I2
Fe+ S
AI
+
Fe2S2
P
AI+3 P-3
6.- Reacción entre un no metal y el hidrógeno.
N M + H2
No metal
HX N M
+ hidrógeno = hidrácido
x = Número de oxidación del no metal
P + H2
H3 P
+1
S + H2
S
CI2 + H2
HCI
-2
I2 + H 2
HI
7.- Reacción entre un no metal y el oxígeno
N M + O2
N MX OY
No metal + Oxígeno = Anhídrido (óxido ácido)
x, y = Número de oxidación intercambiados
N2 + O2
S
N2 O
+ O2
C
P
S2 O3
+ O2
CO2
+ O2
P2 O5
8.- Reacción entre un óxido metálico y el agua
MO + H2 O
Óxido metálico + Agua =
Y =
M(OH)Y
Hidróxido o base del metal.
Número de oxidación del metal
Na2 O +
H2 O
Na OH
PbO2 + H2O
Pb (OH)4
Li2 O + H2 O
LiOH
9.- Reacción entre un óxido no metálico y el agua.
NMO
+ H 2O
HX N MY OZ
Anhídrido + Agua = ácido u oxácido
X,y,z, = Número de oxidación intercambiados.
SO2 + H2O
H2SO3
NO2 + H2 O
HNO3
CO2 + H2 O
H2 CO3
SO3 + H2 O
H2 SO4
10.- Reacción entre un hidróxido y un ácido dado.
H N M + MOH
Ácido
MX NMY + H2 O
+ base = sal + agua
X,y = Números de oxidación intercambiados
H2 SO4 + Cu(OH)2
NF + NaOH
HCI + Fe (OH)3
HNO3 + Ca(OH)2
CuSO4 + H2O
NaF + H2 O
Fe CI3 + H2 O
Ca(NO3)2 + H2 O
d) Balanceo por el método Redox
El método tradicional para balancear las ecuaciones Químicas es
el llamado método de óxido reducción o simplemente Redox. Recordemos
primero lo que significa que un elemento se oxide o se reduzca durante una
reacción.
Oxidación.- Es el proceso en el cual un átomo sufre un aumento
algebraico de su número de oxidación, se produce en un átomo que pierde
electrones.
Reducción.- Es el proceso en el cual un átomo sufre una
disminución algebraica de su número de oxidación. Se produce en un átomo
que adquiere electrones. La oxidación y la reducción ocurren simultáneamente
en una reacción para asignar los números de oxidación pueden utilizarse las
siguientes reglas:
1) El número de oxidación se escribe en la parte superior del símbolo
del elemento.
2) El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no
combinado es igual a cero)
3) La mayoría de los elementos tienen dos o más números de
oxidación, excepto los elementos del grupo I-A, cuyo número de
oxidación es siempre +1 los elementos del grupo II-A siempre tienen
número de oxidación de +2.
4) El oxígeno actúa con un número de oxidación de – 2 , excepto en los
periodos que es de –1.
5) El número de oxidación del hidrógeno es + 1 excepto en los hidruros
metálicos donde actúa con – 1)
6) Salvo pequeñísimas excepciones, el número de oxidación de la
mayoría de los elementos nunca es mayor de 7 o menos 7.
7) Ya que las moléculas, en su estado normal, se consideran
electrónicamente neutras, la suma de las cargas positivas y las
cargas negativas de sus átomos componentes deben ser cero.
Ejemplo
Cálcula el número de oxidación para cada átomo en las siguientes moléculas.
o
Fe
Fe
o
Solución
Regla No. 2
Cl2
Cl2
Para un elemento en
Estado libre
o
P6
P6
Ejemplo
Cálcula el número de oxidación para cada átomo en la molécula de agua.
H2O
H = +1
O = -2
H2O
No. de Oxidación
Regla No. 4
Regla No. 5
Comprobación
(Multiplicando)
+1-2
H2O
+2 –2 = 0
Aplicando regla 7
Ejemplo
Cálcula los números de oxidación de Fe2 O3
SOLUCIÓN: En los compuestos binarios, el número que se halla en el extremo
derecho de la molécula es el número de oxidación del metal y el número que se
halla en medio, es el número de oxidación del elemento no metálico.
SOLUCIÓN
Fe2S3
COMPROBACIÓN
Fe =+3
S = -2
+3
-2
Fe2S3
+3 -2
Fe2 S3
6–6=0
Otros ejemplos serían
Ca = +2
+2
Ca Br2
-1
Ca Br
+2 –2 = 0
Br = -1
+1 -2
Na2 S
Na2 S
+2 – 2 = 0
Cl2O5
+5
-2
Cl2 O5
10 – 10 = 0
P2O3
+3 -2
P2 O 3
+6 –6 = 0
Ejemplo
Determina el No. de oxidación de cada uno de los átomos del siguiente
compuesto
HNO3
a) Se determina el No. de oxidación de los elementos de la orilla
+1 -2
HNO 3
b) Se multiplican los números de oxidación de esos elementos por el número
de átomos correspondiente.
+1
-2
HNO3
+1
-6
c) Se igualan a cero los valores ya multiplicados y se deduce el número que
falta para llevar a cabo esta igualdad
+1
-2
HNO3
+1
-6
=0
HNO3
+1
-2
+1 +5 –6=0
d) El número faltante será la valencia del elemento que se encuentra en medio
de la molécula.
+1
H
+5
-2
N
O3
Otros ejemplos
H3 PO3
+1
-2
H3 PO3
+1
-2
H3 PO3
+3
+1
H3
-2
?
+1
PO3
+3
H3
+3 +3 –6 = 0
-6
=0
-2
PO3
SOLUCIÓN
KCIO
+1
-2
K CI O
+1
-2
+1
K CI O
+1
?
-2
K CI O
–2 = 0
+1 +1 –2 = 0
+1 +1 -2
K CI O
SOLUCIÓN
Ca B4 O7
+2
-2
Ca B4 O7
+2
Ca B4 O7
+2 ?
+2
-2
Ca B4 O7
-2
+2
-14 = 0
+3
Ca B4 O7
-2
+2 +12 –14 = 0
SOLUCIÓN
Ejemplo 6
Cálcula el número de oxidación del carbono en la molécula de:
Fe2 (CO3)3
SOLUCIÓN:
a) Cuando se tiene una molécula donde haya un paréntesis, el número que se
encuentra fuera, será el número de oxidación del elemento que también
está afuera del paréntesis.
+3
Fe2 (CO3) 3
b) Como existe un paréntesis, el átomo de Oxígeno se deben multiplicar dos
veces, primero por el número que esta dentro del paréntesis y luego por el
que está afuera.
+3
-2
Fe2 (CO3) 3
-18
c) Se igualan a cero los valores de los dos átomos extremos de la molécula y
se deduce el tercer valor.
+3
-2
Fe2 (CO3) 3
+6 ? -18 = 0
+3
-2
Fe2 (CO3) 3
12  3 = 4
+6 +12 –18 = 0
d) Observe que el tercer valor para el carbono nos dio doce, entonces hay que
dividirlo entre el número que esta fuera del paréntesis y así obtendremos el
número de oxidación del carbono.
+4
Fe2 (CO3) 3
Otros ejemplos:
Al (CIO3) 3
+3
–2
Al (CIO3)3
+3
?
-18 =
0
+3
–2
Al (CIO3) 3
+5
Al (CIO3) 3
+3 +15 –18 = 0
Pd3 (BO2) 4
+4
-2
Pd3 (BO2)4
+12 ? -16
=0
+4
-2
Pd3 (BO2) 4
+1
+12 +4 –16 = 0
Pd3 (BO2) 4
Mn2 (S2O3)7
–2
+7
Mn2 (S2O3)7
+14 ? -42 = 0
+7
–2
+2
Mn2 (S2O3)7
Mn2 (S2O3)7
+14 +28 –42 = 0
28  7  2 = 2
Conociendo ya la forma en que se determina el número de
oxidación de cada elemento dentro de una molécula y teniendo además ciertas
nociones sobre balanceo por tanteo, se puede seguir los siguientes pasos para
balancear una ecuación Redox.
a) Observar si la ecuación deberá ser balanceada.
En caso contrario, se procede a determinar el número de oxidación de todos y
cada uno de los elementos que intervienen en la reacción.
–6 –2
+1
+1 –2
Na2 SO4 + C°
+4 –2
NaS + CO2
b) Se analiza que el elemento se ha oxidado y cuál se ha reducido, estos
elementos son los que verdaderamente intervienen en la reacción.
–2
+6
Na2 SO4 + C°
+4
NaS + CO2
Para ello nos auxiliaremos de la siguiente escala.
Oxidación
-7
-6 -5
-4
-3
-2
-1
0
+1 +2 +3 +4 +5
+6 +7
Reducción
Para el carbono se tiene:
-4
-3
-2
-1
0
+1 +2 +3 +4 +5
+6
Oxido 4
aumenta
C+0
C+4
Para el azufre se tiene:
-5
-4
-3
-2
-1
0
S-2
+1 +2 +3 +4 +5
+6 +7
Reduce = 8
(Disminuye) S+6
c)
Después de observar qué elementos se oxidaron y se redujeron, se anota
el valor número sobre una flecha que nos indique en qué sentido ocurrió el
fenómeno.
Oxida = 4
Na2 SO4 +C
Na2S + CO2
Reduce 8
d) Se multiplican los números obtenidos en el inciso anterior por el número de
átomos del elemento correspondiente.
Na2 SO4 + c
Na2S + CO2
8 x 1= 8 4 x 1 = 4
e) Estos valores se colocan como coeficientes cruzados, es decir, el elemento,
que se oxida concede su valor al que se reduce y viceversa.
Ns2 SO4 + C
4 Na S + 8CO2
S = 8
C 0 4
f) La ecuación final se obtiene escogiendo los demás coeficientes por el
método de tanteo, siempre respetando los coeficientes ya obtenidos en el paso
cinco. Si es posible y todos los números son pares, se saca mitad a todos los
coeficientes de la ecuación.
Na2SO4 + 8C
Sacando mitad
4Na2S +8CO2
2Na2SO4 + 4C
2Na2S +4CO2
f) Verificar que la ecuación esté bien balanceada, cotejando la cantidad de
oxígenos.
2NaSO4 + 4C
2 x 4
= 8 oxígenos
2Na2S + 4CO2
4
x
2
= 8 oxígenos
EJEMPLO
Balancear por óxido reducción la siguiente ecuación.
HNO3 + I2
+1+5-2
1er
HIO3 + NO +H20
0
Paso
HNO3 + I2
2do Paso
HNO3 + I2
+5
+1+5-2
+2 -2
HIO3 + NO + H2O
0
+5
+2
HIO3 + NO + H2O
reduce = s
3er Paso
HNO3 + I2
HIO3 + NO + H2O
Oxida 3
NOTA: Obsérvese que en este caso, se utilizan las flechas de oxido-reducción
en sentido contrario a lo habitual, esto se debe a que hay mayor cantidad de
átomos de un elemento (Yodo) del lado izquierdo que del lado derecho, esto
suele ocurrir algunas ocasiones y es preciso proceder de esa manera.
reduce = 5x2 =10
4to Paso
HNO3 + I2
HIO3 + NO + H2O
5to Paso
10 HNO3 + 3I2
HIO3 + NO + H2O
6to Paso
10 HNO3 + 3I2
6HIO3 + 10NO + 2H2O
7to Paso
10 x 3 = 30 oxígeno
6 x 3 = 18 oxígeno
10 x 1 = 10 oxígeno
2 x 1 = 2 oxígeno
Total = 30 oxígenos
Total 30 oxígenos
Ejemplo (3).
Balancea por el método óxido-reducción la siguiente reacción.
WO3 + H2
W + H2O
+6
0
WO3 + H2
0
+1
W + H2O
Reduce=1x2=2
+6
0
0
WO3 + H2
+1
W + H2O
Oxida = 6x1 =6
2 WO3 + 6 H2
Sacando
mitad
2 W + 6 H2O
WO3 + 3 H2
W + 3 H2O
Ejercicios
Balancea las siguientes reacciones por el método oxido-reducción.
1. ReCl5 + SbCl3
ReCl4 + SbCl5
2. PbO2 + HI
PbI2 + I2 + H2O
3. KmnO4 + NaClO2
MnO2 + NaClO4 + KOH
4. H2S + Cl2
HCl + S
5. HNO3 + H2S
NO + S + H2O
6. Br2 + HNO3
HBrO3 + NO2 + H2O
7. As2 S5 + HNO3 + H2O
H2SO4 + H3AsO4 + NO
8. Rb2Cr2O7 + HCl
CrCl3 + RbCl + Cl2 + H20
9. FeCl3 + KI
KCl + FeCl2 + I2
10. Ag + H2SO4
Ag2SO4 + SO2 + H2O
11. NaOH + S
Na2S2O3 + Na2S + H2O
12. I2O5 + CO
I2 + CO2
13. Cu + H2SO4
CuSO4 + SO2 + H2O
14. KIO4 + KI + HCl
KCl + I2 + H2O
15. NiS + HCl + HNO3
NiCl2 + NO + S + H2O
16. Cl2 + KNO3 + H20
KClO3 + KCl + HNO3
17. HNO3 + Fe
Fe (NO3)3 + NO + H2O
18. K2Cr2O7 + KI + H2SO4
Cr2 (SO4)3 + K2SO4 + I + H2O
19. Bi (OH)3 + K2SnO2
Bi + K2SnO3 + H2O
20. PbCrO4 + KI + HCl
PbCl2 + CrCl3 + KCl + I2 + H2O
21. Na2Cr2O7 + FeCl2 + HCl
CrCl3 + FeCl3 + NaCl + H2O
22. Fe2O3 + C
CO + Fe
23. Al + HNO3
Al (NO3)3 + NO2 + H2O
24. Zn + K2Cr207 + H2SO4
ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4
Ejercicio
Cálcula el número de oxidación de cada elemento subrayado.
1. NO3
2. KIO3
3. Be3 (BO2)2
4. Al (NO3)3
5. Cr2 (SO4)3
6. Hg NO2
7. Cu Cr2 O7
8. Ag H2 As O4
9. K2 Sn O2
10. N12 (CO3)3
11. Na2 SO4
12. H3 PO3
13. CaSiO3
14. Na2S2O3
15. Mn (NO3)2
e) Balanceo por el método de tanteo
Como ya se indicó toda ecuación Química debe ser
cuantitativamente correcta, es decir deben existir tantos átomos de un
elemento del lado izquierdo como en el lado derecho de la ecuación.
Estrictamente hablando, ecuación quiere decir igualdad y
una expresión Química no es una ecuación hasta que este balanceada.
Los tipos más sencillos de ecuaciones químicas se
balancean por el método del tanteo, como ilustra en el siguiente ejemplo.
1.-
NaCl
Na+Cl2
Puede observarse que la cantidad del cloro del lado derecho, es
mayor que en el lado izquierdo.
2.
2 NaCl
2 Na+Cl 2
Por lo cual, se coloca un dos al principio de la molécula de NaCl,
para obtener la misma cantidad de cloros en ambos miembros.
3.
2 NaCl
2 Na + Cl2
Al colocar el dos (coeficiente) en la molécula de NaCl, se altera
también la cantidad de (Nina) y es necesario colocar otros dos al sodio que
esta en el segundo miembro.
4.
2 NaCl
2 Na + Cl2
Con lo cual la ecuación balanceada queda finalmente así.
El balanceo de una ecuación nunca se obtiene por la alteración de la
fórmula original. Sería un grave error hacer lo siguiente.
NaCl2
Na + Cl2
Poner un átomo demás
Na 2 Cl
Na + Cl
Intercalar un número entre dos columnas
Na Cl
Na + Cl
Poner un átomo de menos
EJEMPLO
KClO3
KCl + O2
Observece que la ecuación no esta balanceada ya que en el lado
izquierdo hay tres oxígenos y en el lado derecho se tienen nada más dos
oxígenos.
2 KClO3
KCl + 3O2
Para ello multiplicamos a los oxígenos del lado izquierdo x 2; y a
los del lado derecho x 3 y con ellos quedan balanceados los oxígenos.
2 KClO3
2KCl + 3O2
Al colocar el coheficiente dos, se altera la cantidad de potasio (K)
y el cloro (Cl), por lo cual se debe colocar un dos al lado derecho de la
ecuación en la molécula de KCl.
EJEMPLO
Al + O2
Al2 O3
Ecuación sin balancear.
Al + 3O2
2Al2 O3
Se balancean los oxígenos
4Al + 3O2
2Al2 O3
Se balancea el aluminio
4Al + 3O2
2Al2 O3
Ecuación ya balanceada
EJEMPLO
N2 + H2
NH3
Ecuación balanceada
N2 + 3 H2
NH3
Se balancean los hidrógenos
N2 + 3H2
2NH3
Ecuación ya balanceada
2KCl3
2KCl + 3O2
La ecuación queda finalmente así.
Ejercicios
Balancea por el método de tanteo las siguientes reacciones.
1. HgO + H2O
Hg (OH)2
2. CaO + N2O5
Ca (NO3)2
3. Na ClO3
NaCl + O2
4. Pb + HCl
PbCl2 + H2
5. P + O2
P2O3
6. Sr (HCO3)2
SrO + CO2 + H2O
7. Al2O3 + H2O
Al (OH)3
8. N2 + O2
N2O3
9. N2O3 + H2O
HNO2
10. Ba (HCO3)2
BaO + CO2 + H2O
11. HNO2 + Cd (OH)2
Cd (NO2)2 + H2O
12. P2O5 + H2O
H3PO4
13. NH3 + H3PO4
(NH4)3 PO4
Ejercicio
Realiza los siguientes ejercicios por el método Balanceo por tanteo.
N12O3 + SO3
Ni2 (SO4)3
ZnBr2 + HCl
ZnCl2 + HBr
NH4OH +HBr
NH4Br + H2O
Ni (NO3)2 + Al
Al (NO3)3 + Ni
CaCO3 + HCl
CaCl2 + CO2 + H2O
NaBH4 + H2O
H3BO3 + NaOH + H2
NH4OH + H3PO3
(NH4)3PO3 + H2O
Ca3 (PO4)2 + SiO2
CaSiO3 + P4O10
K2CO3 + H2SO4
K2SO4 + H2O +CO2