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6.1 ecuaciones de la reacciones químicas

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6.1 ecuaciones de la reacciones químicas

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Las reacciones químicas son procesos en los que una o más sustancias se transforman en una o más sustancias diferentes. Hay varios tipos de reacciones químicas, cada una con características específicas.

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Las reacciones químicas son procesos en los que una o más sustancias se transforman en una o más sustancias diferentes. Hay varios tipos de reacciones químicas, cada una con características específicas.

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En estas reacciones, dos o más reactivos se combinan para formar un solo producto.

Ejemplo: 𝐴+𝐵→𝐴𝐵A+B→AB

Ejemplo real: 2𝐻2(𝑔)+𝑂2(𝑔)→2𝐻2𝑂(𝑙)2H2​(g)+O2​(g)→2H2​O(l)

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Un compuesto se descompone en dos o más productos más simples.

Ejemplo: 𝐴𝐵→𝐴+𝐵AB→A+B

Ejemplo real: 2𝐻2𝑂2(𝑙)→2𝐻2𝑂(𝑙)+𝑂2(𝑔)2H2​O2​(l)→2H2​O(l)+O2​(g)

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Reacciones de Desplazamiento Simple o Sustitución:

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Reacciones de Desplazamiento Simple o Sustitución:

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Un elemento desplaza a otro en un compuesto.

Ejemplo: 𝐴+𝐵𝐶→𝐴𝐶+𝐵A+BC→AC+B

Ejemplo real: 𝑍𝑛(𝑠)+2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)→𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞)+𝐻2(𝑔)Zn(s)+2HCl(aq)→ZnCl2​(aq)+H2​(g)

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Reacciones de Desplazamiento Doble o Metátesis:

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Reacciones de Desplazamiento Doble o Metátesis:

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Los iones en los compuestos reaccionantes intercambian lugares para formar dos nuevos compuestos.

Ejemplo: 𝐴𝐵+𝐶𝐷→𝐴𝐷+𝐶𝐵AB+CD→AD+CB

Ejemplo real: 𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞)+𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞)→𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)+𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑞)AgNO3​(aq)+NaCl(aq)→AgCl(s)+NaNO3​(aq)

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Un compuesto, generalmente un hidrocarburo, reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono y agua, liberando energía en forma de luz y calor.

Ejemplo: 𝐶𝑥𝐻𝑦+𝑂2→𝐶𝑂2+𝐻2𝑂Cx​Hy​+O2​→CO2​+H2​O

Ejemplo real: 𝐶𝐻4(𝑔)+2𝑂2(𝑔)→𝐶𝑂2(𝑔)+2𝐻2𝑂(𝑔)CH4​(g)+2O2​(g)→CO2​(g)+2H2​O(g)

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Implican la transferencia de electrones entre reactivos. Un reactivo se oxida (pierde electrones) y otro se reduce (gana electrones).

Ejemplo: 2𝑁𝑎(𝑠)+𝐶𝑙2(𝑔)→2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠)2Na(s)+Cl2​(g)→2NaCl(s)

Ejemplo real: La oxidación del hierro en presencia de oxígeno y agua, formando óxido de hierro (herrumbre): 4𝐹𝑒+3𝑂2+6𝐻2𝑂→4𝐹𝑒(𝑂𝐻)34Fe+3O2​+6H2​O→4Fe(OH)3​

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Un ácido reacciona con una base para formar una sal y agua.

Ejemplo: 𝐻𝐴+𝐵𝑂𝐻→𝐵𝐴+𝐻2𝑂HA+BOH→BA+H2​O

Ejemplo real: 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)+𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞)→𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞)+𝐻2𝑂(𝑙)HCl(aq)+NaOH(aq)→NaCl(aq)+H2​O(l)

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Oxidación: Proceso químico en el que un átomo, ión o molécula pierde electrones (aumenta su estado de oxidación).

Reducción: Proceso químico en el que un átomo, ión o molécula gana electrones (disminuye su estado de oxidación).

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Pero Ganar: Pérdida de electrones es oxidación (carga positiva aumenta)

Ganancia de electrones es reducción (carga positiva disminuye)

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Oxidación:

Formación de óxido: El hierro se oxida en presencia de oxígeno del aire, formando óxido de hierro (Fe2O3).

Deslustre de metales: La plata se deslustra en presencia de compuestos de azufre, formando sulfuro de plata (Ag2S).

Respiración celular: Las células convierten glucosa en dióxido de carbono y agua, liberando energía en el proceso. En este proceso, la glucosa se oxida y el oxígeno se reduce.

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Encendido de una fogata: La madera se quema en presencia de oxígeno, liberando calor y luz. En este proceso, la madera se oxida y el oxígeno se reduce.

Metalurgia: La extracción de metales a partir de sus minerales, como la obtención de hierro a partir del óxido de hierro (Fe2O3).

Fotosíntesis: Las plantas convierten la energía solar, agua y dióxido de carbono en glucosa y oxígeno. En este proceso, el agua se oxida y el dióxido de carbono se reduce.

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Cambio en la carga:

Oxidación: La carga del átomo, ión o molécula aumenta (se vuelve más positivo).

Reducción: La carga del átomo, ión o molécula disminuye (se vuelve más negativo).

Ganancia/pérdida de oxígeno:

Oxidación: Adición de oxígeno al átomo, ión o molécula.

Reducción: Pérdida de oxígeno del átomo, ión o molécula.

Ganancia/pérdida de hidrógeno:

Oxidación: Pérdida de hidrógeno del átomo, ión o molécula.

Reducción: Ganancia de hidrógeno al átomo, ión o molécula.

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Baterías: Las reacciones redox generan la electricidad que alimenta nuestros dispositivos electrónicos.

Pilas de combustible: Conversión directa de energía química en energía eléctrica a través de reacciones redox.

Procesos industriales: La producción de diversos materiales, como cloro, aluminio y acero, involucra reacciones redox.

Tratamiento de aguas residuales: Eliminación de contaminantes del agua mediante reacciones redox.

Medicina: Algunos medicamentos funcionan mediante reacciones redox para combatir enfermedades.

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Reacciones Redox en Sistemas Biológicos:

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Reacciones Redox en Sistemas Biológicos:

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Respiración celular: Las células obtienen energía de los alimentos a través de una serie de reacciones redox. En este proceso, la glucosa se oxida y el oxígeno se reduce.

Fotosíntesis: Las plantas utilizan la energía solar para convertir agua y dióxido de carbono en glucosa y oxígeno. En este proceso, el agua se oxida y el dióxido de carbono se reduce.

Digestión: Los alimentos se descomponen en moléculas más pequeñas que el cuerpo puede absorber mediante reacciones redox.

Función inmunológica: Las células del sistema inmunológico utilizan reacciones redox para combatir patógenos.

Neurotransmisión: La comunicación entre las neuronas del cerebro se basa en reacciones redox.

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Masa atómica: Masa de un átomo individual, medida en unidades de masa atómica (u).

Mol: Cantidad que contiene 6.022 x 10^23 entidades (átomos, moléculas, iones).

Masa molar: Masa de un mol de una sustancia, expresada en gramos por mol (g/mol).

Número de Avogadro: Constante que representa el número de entidades en un mol (6.022 x 10^23).

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Masa molar de un elemento: Masa atómica * Número de Avogadro

Masa molar de un compuesto: Suma (Masa molar de cada elemento * Subíndice en la fórmula)

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1. Identificar los elementos presentes en el compuesto.

2. Buscar la masa atómica de cada elemento en la tabla periódica.

3. Multiplicar la masa atómica de cada elemento por su subíndice en la fórmula.

4. Sumar los resultados del paso 3 para obtener la masa molar del compuesto

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Masa molar del agua (H2O):

H: 1.01 u

O: 16.00 u

Masa molar = (2 1.01 u) + (1 16.00 u) = 18.01 g/mol

Masa molar del cloruro de sodio (NaCl):

Na: 22.99 u

Cl: 35.45 u

Masa molar = (1 22.99 u) + (1 35.45 u) = 58.44 g/mol

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Convertir entre moles y gramos de una sustancia.

Calcular la cantidad de moles o átomos en una muestra.

Determinar la composición porcentual en masa de un compuesto.

Realizar cálculos estequiométricos en reacciones químicas.

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¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 5.00 g de metano (CH4)?

Solución:

1. Masa molar del CH4 = (12.01 g/mol C) + (4 * 1.01 g/mol H) = 16.04 g/mol

2. Moles de CH4 en 5.00 g = 5.00 g / 16.04 g/mol = 0.312 mol

3. Número de átomos de H en 0.312 mol CH4 = 0.312 mol (4 átomos H/mol CH4) (6.022 x 10^23 átomos/mol) = 7.52 x 10^22 átomos H

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Reacción química: Cambio en el que una o más sustancias se convierten en otras con nuevas propiedades.

Ecuación química: Representación simbólica de una reacción química, indicando los reactivos y productos.

Reactivos: Sustancias que se transforman en una reacción química.

Productos: Sustancias que se forman en una reacción química.

Balanceo de ecuaciones: Ajuste de coeficientes para que haya el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.

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1. Escribir la ecuación sin coeficientes: Utilizar las fórmulas químicas correctas para los reactivos y productos.

1. Contar los átomos de cada elemento: En ambos lados de la ecuación, incluyendo los subíndices en las fórmulas.

2. Ajuste de coeficientes: Comenzar por el elemento que tenga una diferencia mayor entre reactivos y productos. Multiplicar las fórmulas por coeficientes enteros para igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados.

3. Verificar la ecuación: Asegurarse de que todos los átomos estén balanceados y que los coeficientes sean los números enteros más pequeños posibles.

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Balanceo de la ecuación CH4 + O2 → CO2 + H2O:

1. CH4 + O2 → CO2 + H2O

2. C: 1 átomo (reactivos) - 1 átomo (productos) - Balanceado H: 4 átomos (reactivos) - 2 átomos (productos) - No balanceado O: 2 átomos (reactivos) - 3 átomos (productos) - No balanceado

3. 2CH4 + O2 → 2CO2 + 2H2O

4. Verificar: C, H y O balanceados.

Balanceo de la ecuación Fe + HCl → FeCl3 + H2:

1. Fe + HCl → FeCl3 + H2

2. Fe: 1 átomo (reactivos) - 1 átomo (productos) - Balanceado H: 1 átomo (reactivos) - 2 átomos (productos) - No balanceado Cl: 1 átomo (reactivos) - 3 átomos (productos) - No balanceado

3. Fe + 3HCl → FeCl3 + 3H2

4. Verificar: C, H y O balanceados.

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El mol es una unidad de medida en química que representa una cantidad fija de partículas (átomos, moléculas o iones).

Un mol contiene exactamente 6.022 x 10^23 partículas.

Se utiliza para contar partículas de manera precisa y eficiente en reacciones químicas y otras aplicaciones.

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El número de Avogadro es la constante que define la cantidad de partículas en un mol.

Su valor es 6.022 x 10^23 partículas/mol.

Es una constante fundamental en química que permite relacionar la masa molar con el número de partículas.

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La fórmula para convertir entre moles y partículas es:

Número de partículas = (moles) x (Número de Avogadro)

* Ejemplo: ¿Cuántas moléculas de agua hay en 2.0 moles de agua (H2O)?

Número de moléculas de H2O = (2.0 mol) x (6.022 x 10^23 moléculas/mol) = 1.2044 x 10^24 moléculas de H2O

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Los subíndices en una fórmula química indican la proporción de átomos de cada elemento en un compuesto.

El número de moles de un elemento en un compuesto se puede calcular utilizando los subíndices y la relación entre moles y partículas.

Número de moles de elemento = (moles de compuesto) x (proporción de átomos de elemento)

* Ejemplo: ¿Cuántos moles de carbono hay en 1.5 moles de glucosa (C6H12O6)?

Número de moles de C = (1.5 mol) x (6 átomos de C/molécula de C6H12O6) = 9.0 moles de C

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Cálculo de la masa molar de compuestos.

Determinación de la cantidad de reactivos y productos en reacciones químicas.

Expresión de concentraciones de soluciones.

Interpretación de datos experimentales en química.

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Un mol de átomos de carbono contiene 6.022 x 10^23 átomos de carbono.

Un mol de moléculas de agua (H2O) contiene 6.022 x 10^23 moléculas de agua.

Un mol de cloruro de sodio (NaCl) contiene 6.022 x 10^23 unidades fórmula de NaCl (Na+, Cl-).