1) Balancear las ecuaciones químicas por tanteo o error a) 𝐻2 + 𝐼2 𝐻𝐼 𝐻2 + 𝐼2 2𝐻𝐼 Ecuación balanceada b) 𝑁2 + 𝐻2 𝑁𝐻3 𝑁2 + 𝐻2 2𝑁𝐻3 𝑁2 + 3𝐻2 2𝑁𝐻3 Ecuación balanceada c) 𝑁𝑎𝐵𝑟𝑂3 𝑁𝑎𝐵𝑟 + 𝑂2 2𝑁𝑎𝐵𝑟𝑂3 2𝑁𝑎𝐵𝑟 + 𝑂2 Oxigeno es igual 2 + 3 = 6 2𝑁𝑎𝐵𝑟𝑂3 2𝑁𝑎𝐵𝑟 + 3𝑂2 Ecuación balanceada d) 𝐻𝐼 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 𝐶𝑎𝐼2 + 𝐻2 𝑂 Balancear el iodo 2𝐻𝐼 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 𝐶𝑎𝐼2 + 𝐻2 𝑂 Balancear el Hidrogeno 2𝐻𝐼 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 𝐶𝑎𝐼2 + 2𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada e) 𝐻𝐵𝑟 + 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el bromo 3𝐻𝐵𝑟 + 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el Hidrogeno, Hidrogeno es igual a 3+3 = 6 3𝐻𝐵𝑟 + 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 3𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada f) 𝐻𝑁𝑂3 + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 + 𝐻2 𝑂 Balancear el nitrógeno 2𝐻𝑁𝑂3 + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 + 𝐻2 𝑂 Balancear el Hidrogeno Hidrogeno es igual a 2 + 2 = 4 2𝐻𝑁𝑂3 + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 + 2𝐻2 𝑂 Ecuación Balanceada g) 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 𝐴𝑙(𝑁𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el nitrógeno 3𝐻𝑁𝑂3 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 𝐴𝑙(𝑁𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el Hidrogeno El hidrogeno es igual a 3+3 = 6 3𝐻𝑁𝑂3 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 𝐴𝑙(𝑁𝑂3 )3 + 3𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada h) 𝐻2 𝐶𝑂3 + 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 𝐹𝑒2 (𝐶𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el hierro 𝐻2 𝐶𝑂3 + 2𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 𝐹𝑒2 (𝐶𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el carbono 3𝐻2 𝐶𝑂3 + 2𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 𝐹𝑒2 (𝐶𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el hidrogeno Hidrogeno es igual a 6 + 6 = 12 3𝐻2 𝐶𝑂3 + 2𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 𝐹𝑒2 (𝐶𝑂3 )3 + 6𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada i) 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 𝐴𝑙2 (𝑆𝑂4 )3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el azufre 3𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 𝐴𝑙2 (𝑆𝑂4 )3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el aluminio 3𝐻2 𝑆𝑂4 + 2𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 𝐴𝑙2 (𝑆𝑂4 )3 + 𝐻2 𝑂 Balancear el hidrogeno Hidrogeno es igual a 6 + 6 = 12 3𝐻2 𝑆𝑂4 + 2𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 𝐴𝑙2 (𝑆𝑂4 )3 + 6𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada j) 𝐻3 𝑃𝑂4 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 + 𝐻2 𝑂 Balancear el calcio 𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 + 𝐻2 𝑂 Balancear el fosforo 2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 + 𝐻2 𝑂 Balancear el hidrogeno Hidrogeno es igual a 6 + 6 = 12 2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 + 6𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada 2) investigar las clases de reacciones con su respectivo ejemplo: a) Reacciones endotérmicas. Una reacción endotérmica es aquella que para tener lugar debe absorber energía, en forma de calor o radiación, de sus alrededores. Generalmente, aunque no siempre, pueden reconocerse por un descenso de la temperatura en su entorno; o por el contrario, necesitan de una fuente de calor, como la obtenida por una llama ardiente. La absorción de energía o calor es lo que tienen en común todas las reacciones endotérmicas; la naturaleza de las mismas, así como las transformaciones involucradas, son muy diversas. ¿Cuánto calor deben absorber? La respuesta depende de su termodinámica: la temperatura a la que la reacción ocurre espontáneamente. Por ejemplo, una de las reacciones endotérmicas más emblemáticas es el cambio de estado del hielo a agua líquida. El hielo necesita absorber calor hasta que su temperatura alcance los 0ºC aproximadamente; a esa temperatura su fusión se vuelve espontánea, y el hielo absorberá hasta que se haya fundido por completo. El cambio de estado no es propiamente una reacción química; sin embargo, sucede lo mismo: el producto (el agua líquida) tiene mayor energía que el reactante (hielo). Esta es la principal característica de una reacción o proceso endotérmico: los productos son más energéticos que los reactivos. Ejemplos de reacciones endotérmicas comunes Evaporación del hielo seco Quien haya visto alguna vez aquellos vapores blancos emanando de un carrito de helados ha presenciado uno de los ejemplos más comunes de una “reacción” endotérmica. Más allá de unos helados estos vapores desprendidos de unos sólidos blancos, llamados hielos secos, también han formado parte de los escenarios para crear el efecto de neblina. Este hielo seco no es más que dióxido de carbono sólido, el cual al absorber la temperatura y ante la presión externa comienza a sublimarse. Reacción del nitrógeno atmosférico y formación de ozono El aire se compone principalmente de nitrógeno y oxígeno. Durante las tormentas eléctricas, se libera una energía tal que puede romper los fuertes enlaces que mantienen unidos los átomos de nitrógeno en la molécula de N2: N2 + O2 + Q => 2NO Por otro lado, el oxígeno puede absorber radiación ultravioleta para convertirse en ozono; alótropo del oxígeno que es muy beneficioso en la estratósfera, pero perjudicial para la vida al nivel de tierra. La reacción es: 3O2 + v => 2O3 Donde v significa radiación ultravioleta. El mecanismo detrás de esa simple ecuación es muy complejo. b) reacciones exotérmicas Se entiende por una reacción exotérmica (del griego –exo, “hacia afuera”, y thermos, “calor”) aquellas reacciones químicas que al producirse liberan o desprenden energía, ya sea en forma de calor, luz u otras formas de energía. Toda reacción exotérmica se caracteriza por que los niveles de energía de sus reactivos son mayores que los de su producto, lo cual significa que parte de la energía química contenida en sus enlaces se ha liberado bajo una nueva forma. Estas reacciones son de suma importancia para la bioquímica, por ejemplo, ya que son ellas justamente las que un organismo viviente propicia en su metabolismo para obtener energía. La mayoría de las reacciones exotérmicas son de oxidación, y de ser muy violentas pueden generar fuego, tal y como la combustión. Lo mismo ocurre en las transiciones de la materia de un estado de agregación a otro de menor energía, como de gas a líquido (condensación), por ejemplo, o de líquido a sólido (solidificación). De hecho, muchas reacciones exotérmicas son peligrosas para la salud porque la energía liberada es abrupta y sin control, pudiendo producir quemaduras u otros daños a los seres vivientes. Ejemplos de reacción exotérmicas La combustión. Al inyectar un mínimo de energía calórica a un combustible (como la gasolina, el gas natural, el gas metano, etc.) en presencia de oxígeno, se produce un fenómeno exotérmico conocido como combustión, y que no es más que una oxidación violenta, en la cual se produce fuego: luz y calor, que puede canalizarse para ser una explosión (energía cinética), como ocurre en los motores de combustión interna. Oxidación de la glucosa. Esta es la reacción que llevamos a cabo los animales para obtener energía metabólica: tomamos el oxígeno de la respiración y lo usamos para oxidar los azúcares, rompiendo la molécula de glucosa en moléculas más simples (glucólisis) y obteniendo como recompensa moléculas de ATP, ricas en energía química. Mezcla de potasio y agua. El potasio es un potente desecante (base fuerte) que al ser mezclado con agua libera hidrógeno y enormes cantidades de energía en una explosión. Esto ocurre con todos los metales alcalinos o alcalinotérreos, aunque no siempre con la misma cantidad de energía liberada. La formación de amoníaco. Para formar el amoníaco (𝑁𝐻3 ) se hace reaccionar nitrógeno (𝑁2 ) e hidrógeno (𝐻2 ), lo cual supone la obtención de una molécula menos energética que las moléculas puestas en reacción. Esa diferencia de energía debe liberarse, y ocurre como un incremento de temperatura (calor) Reacciones de síntesis o combinación Las reacciones de síntesis o combinación ocurren cuando dos o más reactivos forman un solo producto; generalmente se libera calor (Δ) (reacción exotérmica). También se les conoce como reacciones de adición. La forma general de la ecuación para este tipo de reacciones es el siguiente: A + B AB Metal + oxígeno produce óxido metálico Ejemplo 4𝐴𝑙(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) 2𝐴𝑙2 𝑂3 Oxido de aluminio Metal + no metal produce sal binaria Ejemplo 2𝐴𝑙(𝑠) + 3𝑆(𝑠) 𝐴𝑙2 𝑆3(𝑠) Sulfuro de aluminio Reacciones de desplazamiento simple o sustitución Las Reacciones de Desplazamiento o Reacciones de Sustitución son aquellas en las que un elemento de un compuesto es sustituido por otro que interviene en la reacción según la siguiente fórmula: A + BC → B + AC Donde el elemento B del compuesto BC es sustituido por el elemento A. Ejemplos de Reacciones de Desplazamiento: 2𝑁𝑎𝐼 + 𝐵𝑟2 2𝑁𝑎𝐵𝑟 + 𝐼2 2𝐻𝐶𝑙 + 𝑍𝑛 𝐶𝑙2 𝑍𝑛 + 𝐻2 2𝑁𝑎 + 2𝐻2 𝑂 2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2 Reacciones de doble desplazamiento o intercambio Las reacciones de desplazamiento doble, también llamadas de sustitución doble, de intercambio o reacciones de metátesis, suceden cuando las partes de dos compuestos iónicos se intercambian, produciendo dos compuestos nuevos. El patrón general de las reacciones de desplazamiento doble se ve así: 𝐴+ 𝐵 − + 𝐶 + 𝐷− 𝐴+ 𝐷− + 𝐶 + 𝐵 − El nitrato de plata en solución acuosa reacciona con cloruro de sodio también en solución acuosa para formar el precipitado de cloruro de plata, quedando en solución el nitrato de sodio según la siguiente ecuación: En el siguiente ejemplo, reacciona nitrato de plomo (II) con una solución de yoduro de potasio para formar un precipitado color amarillo de yoduro de plomo (II) según la siguiente ecuación: Reacciones de óxido- reducción Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción rédox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación. Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte: El agente oxidante es aquel elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido. El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado. Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par rédox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par rédox con su precursor oxidado. Cuando una especie puede oxidarse, y a la vez reducirse, se le denomina anfolito, y al proceso de la oxidación-reducción de esta especie se le llama anfolización. Ejemplos de Reacciones Redox: 𝐹𝑒2 𝑂3 + 3𝐶𝑂 2𝐹𝑒 + 3𝐶𝑂2 Reducción: el Fe pasa de un estado de oxidación de +3 a 0 por lo tanto se reduce Oxidación: el C pasa de +2 a +4 por lo tanto se oxida 3) Investigar los siguientes términos Oxidación: Indica la acción y efecto de oxidar u oxidarse. La oxidación es un fenómeno en el cual un elemento o compuesto se une con el oxígeno, aunque rigurosamente hablando, la oxidación como tal se refiere al proceso químico que implica la pérdida de electrones por parte de una molécula, átomo o ion. Cuando esto ocurre, decimos que la sustancia ha aumentado su estado de oxidación. Reducción: es toda aquella reacción química donde los átomos de uno de los reactivos termina ganando electrones; lo que también puede verse de esta manera: se reduce su vacancia o “incomodidad” electrónica. Un átomo gana electrones cuando una especie los dona; es decir, se oxida. Agente oxidante: Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio: 𝐶𝑎 + 𝐶𝑙2 𝐶𝑎𝐶𝑙2 Agente reductor: Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio. k) 𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝑀𝑔𝑆𝑂4 𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐹𝑒2 (𝑆𝑂4 )3 Balancear el hierro 2𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝑀𝑔𝑆𝑂4 𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐹𝑒2 (𝑆𝑂4 )3 Balancear el bromo, 2*3= 6 2𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝑀𝑔𝑆𝑂4 3𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐹𝑒2 (𝑆𝑂4 )3 Balancear el magnesio 2𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 3𝑀𝑔𝑆𝑂4 3𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐹𝑒2 (𝑆𝑂4 )3 Ecuación balanceada l) 𝐹𝑒 + 𝑁𝑎𝑁𝑂3 𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3 + 𝑁𝑎 Balancear el nitrógeno 𝐹𝑒 + 3𝑁𝑎𝑁𝑂3 𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3 + 𝑁𝑎 Balancear el sodio 𝐹𝑒 + 3𝑁𝑎𝑁𝑂3 𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3 + 3𝑁𝑎 Ecuación balanceada m) 𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐾𝑁𝑂3 𝐾𝐵𝑟 + 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 Balancear el bromo 𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐾𝑁𝑂3 2𝐾𝐵𝑟 + 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 Balancear el potasio 𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 2𝐾𝑁𝑂3 2𝐾𝐵𝑟 + 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 Ecuación balanceada n) 𝐶𝑢 + 𝐻𝐼 𝐶𝑢𝐼2 + 𝐻2 Balancear iodo 𝐶𝑢 + 2𝐻𝐼 𝐶𝑢𝐼2 + 𝐻2 Ecuación balanceada