LAS REACCIONES QUÍMICAS EN EL ENTORNO II-TEORÍA.pdf

Para trabajar en el aula, se explica adecuadamente las reacciones químicas.

1. I. PROPÓSITO

Los estudiantes, al término de la sesión de clase serán capaces de:

1. Aplicar, las reglas de estado de estado de oxidación para identificar si hay transferencia de
electrones entre los átomos.
2. Identificar, a las especies químicas en la reacción química REDOX.
3. Conocer y aplicar, los tres métodos para balancear a las ecuaciones químicas dadas.

2. II. INTRODUCCIÓN
Cuando las reacciones químicas se desarrollan, puede ocurrir en ellas la transferencia de electrones y en
otras reacciones solo puede haber un intercambio de iones mas no una transferencia de electrones, el
químico debe saber identificarlas, como por ejemplo:





En el desarrollo de este capitulo se aprenderá a reconocerlas.
La neutralización ácido-base
La combustión completa del C
3H
8
Produce H2O y la respectiva sal Produce H2O y CO2

3. CONTINUANDO CON LAS CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

III. SEGÚN LA VARIACIÓN DEL ESTADO DE
OXIDACIÓN (E.O)



Ejemplo 1

Demostración

Ejemplo 2 Las reacción de neutralización
• El átomo gana 1 o más
electrones.
• Hay disminución del E.O.
• La especie química que se
reduce, se denomina agente
oxidante.
Ejemplo :Balancear
• El átomo pierde 1 o más
electrones.
• Hay aumento del E.O
• La especie química que se oxida,
se denomina agente reductor.
Ejemplo :Balancear


•
•
En esta reacción química, algún elemento químico cambia su E.O.
El cambio de E.O, se debe a la transferencia de electrones entre
dos especies químicas ocurriendo así una reducción y una
oxidación de manera simultánea.
3.2. REACCIÓN REDOX
REDUCCIÓN OXIDACIÓN

3.1. REACCIÓN NO REDOX
En esta reacción química, ningún elemento
químico cambia su E.O, debido que no ocurre
la transferencia de electrones.

4. Ejemplo 1



Aplicando
las reglas de E.O
Ejemplo 2. La electrólisis del CUSO4(ac)


Ejemplo 3.
La Combustión completa del CH
4

El agente oxidante, por reducción se transforma, en la
forma reducida( llamada también especie reducida)
El agente reductor, por oxidación se transforma, en la
forma oxidada( llamada también especie oxidada)
Demostración

5. IV. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

• Consiste en colocar en la ecuación química los
correspondiente coeficientes estequiométricos, de
tal manera que en los productos exista el mismo
número de átomos de cada elemento que había en
los reactivos.

NOTA: Los coeficientes deben ser números naturales
mínimos.

INSPECCIÓN
Se aplica a ecuaciones químicas cortas (con pocas
sustancias químicas).
Se recomienda seguir la secuencia (orden):
Aplicación :
Balancear las tres ecuaciones químicas:




Resolución:
seguimos la secuencia




Como los coeficientes deben ser números naturales,
entonces a todos los coeficientes los multiplicamos por 2 .

MÉTODOS DE BALANCES
4. 1 MÉTODO DEL TANTEO O SIMPLE

6. También llamado método de las variaciones de los
estados de oxidación.
Se suele aplicar en ecuaciones moleculares en donde no
hay especies iónicas.


1. Se determina el E.O de cada elemento químico, para
identificar al elemento que se reduce y al elemento que se
oxida.
2. Se escriben las semireacciones de reducción y de oxidación.
3. De manera independiente, se balancean las semireacciones
escritas, se procede a determinar las diferencias de cargas los
cuales representan los electrones perdidos y ganados.
4. Igualar la cantidad de electrones perdidos y ganados, luego
sumar las semireacciones y los coeficientes obtenidos se
reemplazan en la ecuación original.
5. Se culmina el balanceo por tanteo si fuese necesario.
Aplicación 1
Balancear la siguiente ecuación química e indique la suma
de coeficientes del agente oxidante y agente reductor.


Resolución:
Para determinar el EO de cada átomo, aplicamos las
Reglas de EO ( visto en nomenclatura inorgánica).



4.2. MÉTODO REDOX
Pasos:

7. ▪ Escribimos las semiecuaciones de reducción y oxidación. Luego
procedemos a balancear a cada una de ellas.
▪ Igualamos el número de electrones y luego los coeficientes
encontrados se reemplaza en la ecuacion original.


Aplicación 2
Balancear la siguiente ecuación química e indique la suma
de coeficientes de los productos.
NaMnO
4 + NH
3
NaOH +NaNO
3 + MnO
2 + H
2O
Resolución:
• Los cinco pasos se pueden aplicar en la ecuación química
original sin escribir las semiecuaciones por separado.
• No es necesario escribir E.O que permanecen constante.


▪ Completamos el balance por método de tanteo:

NaMnO
4 + NH
3 NaOH + NaNO
3 + MnO
2 + H
2O


Rpta:
Respuesta: 5
5+
N N
+
6
# electrones
transferidos=

8. KI 6 K SO + I
2
Rpta:

Aplicación 3
Balancear la siguiente ecuación química molecular e indique la
relación molar agente oxidante/agente reductor
KMnO
4 + H
2SO
4 + KI K
2SO
4 + I
2 + H
2O + MnSO
4
Resolución 3:
• Los cinco pasos se pueden aplicar en la ecuación química original sin escribir
las semiecuaciones por separado.
• No es necesario escribir E.O que permanecen constante.
En mezclas acuosas, los ácidos se ionizan y las
sales se disocian en los iones respectivos:
Ejemplo: De la reacción química anterior:
















+ H
2


O + MnSO4
Una reacción redox se puede escribir
mediante una ecuación química iónica que
que solo contendrá los agentes (oxidante y
reductor), las formas tanto reducidas como
las formas oxidadas.
Ejemplo: para la reacción química anterior:


Nota 1:
Nota 2:
2 4
KMnO
4 + H
2SO
4 +

9. • Se aplica para reacciones REDOX que se
representan en forma iónica.
• El medio de la reacción REDOX puede ser ácido,
básico o neutro ( será indicado en la pregunta).
Aplicación:
Realice el balance en medio ácido, e indique coeficiente del
agenten oxidante y de la forma oxidada en la siguiente
ecuación iónica:


Resolución: Aplicamos los seis pasos descritos.






Agente
Oxidante
Agente
Reductor
Forma
reducida
Forma
oxidada
4.3. MÉTODO ION ELECTRÓN
1
+7 +2
Reducción: 1 1 x2
-2 0
Oxidación:
+
2
x5
Ecuación balanceada: