Colegio nacional de educación profesional técnica




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PLANTEL TLALPAN II


Classwork Number:

1

Modulo

Análisis de la Materia y Energía

Tema /Unidad de Aprendizaje

  1. Comportamiento de la Materia y Energía

Subtema

    1. Identificar el comportamiento de la materia y la energía en función de sus propiedades y estructura atómica.

Objetivo:

Que el alumno describa y comprenda el comportamiento de la materia y energía en función de sus propiedades y estructura atómica.

P.S.P.:

José Juan Vázquez Carreón

Nombre del alumno




Grupo:

206

Duración/Fecha de entrega:

En clase

Evaluación (De acuerdo a criterios establecidos en la guía de estudios)




Material didáctico

Conocimientos Previos Bibliografía

Sitios web relacionados, Bibliografía contenida en el temario, PC y Formato establecido para entrega de Evidencia



Recomendaciones

Elaborar trabajo de investigación de acuerdo a lo requerido por el PSP, usar mapas mentales, gráficos, etc.

no copiar y pegar de los sitios web la información sin analizarla se debe extraer la información concreta y básica posible.

Formulario

Procedimiento

Ejemplo



  • TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en: 


NOMBRE

EXPLICACIÓN

EJEMPLO

Composición o síntesis

Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto

2CaO(s)

+

H2O(l)



Ca(OH)2(ac)




Descomposición o análisis

Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula :

2HgO (s) 



2Hg(l)

+

O2(g)




Neutralización

En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.

H2SO4 (ac)

   

2NaOH(ac)



Na2SO4(ac)

+    2H2O(l)




Desplazamiento

Un átomo sustituye a otro en una molécula

CuSO4

+

Fe

 →

FeSO4

+     Cu




Intercambio o doble desplazamiento

Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan

K2S

+

MgSO4

   →

K2SO4

+    MgS




Sin transferencia de electrones

Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones.

Reacciones de doble desplazamiento

Con transferencia de electrones  (REDOX)

Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos.

Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento  

Reacción endotérmica

Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.
 

 

2NaH

http://www.cespro.com/materias/matcontenidos/contquimica/quimica_basica_archivos/image034.gif

2Na(s)

+

     H2(g)




Reacción exotérmica

Es aquella que desprende calor cuando se produce.

2C ( grafito)

+

H2(g)



  C2H2 (g)

 ΔH=54.85 kcal







Conceptos Básicos

Ocurren reacciones de oxidación –reducción (redox) cuando las sustancias que se combinan intercambian electrones. De manera simultánea, con dicho intercambio, tiene lugar una variación en el número de oxidación (estado de oxidación) de las especies químicas que reaccionan. El manejo del número de oxidación es imprescindible para el balanceo de las reacciones redox.

El número de oxidación puede definirse como la carga real o virtual que tienen las especies químicas (átomos, moléculas, iones) que forman las sustancias puras. Esta carga se determina con base en la electronegatividad1 de las especies según las reglas siguientes.

1. Número de oxidación de un elemento químico

El número de oxidación de un elemento químico es de cero ya sea que este se encuentre en forma atómica o de molécula polinuclear.

.

Ejemplos:

Na0, Cu0, Fe0, H2

0, Cl2

0, N2

0, O2

0, P4

0, S8

0

2. Número de oxidación de un ion monoatómico

El número de oxidación de un ion monoatómico (catión o anión) es la carga

eléctrica real, positiva o negativa, que resulta de la pérdida o ganancia de

Electrones, respectivamente.

Ejemplos:

Cationes: Na+, Cu2+, Hg2+, Cr3+, Ag+, Fe2+, Fe3+

Aniones: F-, Br-, S2-, N3-, O2-, As3-

3. Número de oxidación del hidrógeno

El número de oxidación del hidrógeno casi siempre es de 1+ , salvo en elcaso de los hidruros metálicos donde es de 1–.

4. Número de oxidación del oxígeno

El número de oxidación del oxÍgeno casi siempre es de 2–, (O2–) salvo en los peróxidos, donde es de 1–, (O2 2–) y en los hiperóxidos donde es de ½–(O2

1–).

5. Números de oxidación de los elementos que forman compuestos

covalentes binarios.

Los números de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes binarios (compuestos que se forman entre no metales) son las cargas virtuales2 que se asignan con base en la electronegatividad de los elementos combinados. Al elemento más electronegativo se le asigna la

carga negativa total (como si fuera carga iónica). Al otro elemento del compuesto se le asigna carga positiva (también como si fuera carga iónica).

En los compuestos binarios covalentes, la carga virtual se asigna según la secuencia que aparece a continuación. El elemento que llevará la carga virtual negativa se halla a la derecha de la lista y los que le preceden llevarán la carga positiva.

Asignación de la carga negativa

Si, B, Sb, As, P, H, C, N, Te, Se, I, Br, Cl, O, F

Asignación de la carga positiva

[CH4]0 [C4- H4

+]0 = [C4- 4 H+]0

[CCl4]0 [C4+ Cl4

1-]0 = [C4+ 4Cl1-]0

[CO2]0 [C4+O2

2-]0 = [C4+2O2-]0

6. Número de oxidación de un catión o anión poliatómicos

El número de oxidación de un catión o anión poliatómicos es la carga virtual que se asigna a los elementos combinados con base en la electronegatividad de dichos elementos. La carga virtual que se asigna se considera como si fuera el resultado de la trasferencia total de electrones(carga iónica).

Por ejemplo: en el ion nitrato, NO3

– , los estados de oxidación del nitrógeno

y del oxígeno son [N5+O32–] = [N5+3O2–] = N5+ Y O2– . Estos estados de oxidación no son cargas reales y se les puede considerar como cargas virtuales.

En el ion sulfato, puede verse que los estados de oxidación del S y deloxígeno son [S6+O4 2-] =[S6+4O2-] = S6+ y O2–.

De manera semejante, en el ion amonio, los estados de oxidación del nitrógeno y del hidrógeno son [N3-H4

+] = [N3- 4H+] = N3- e H+.

7. Carga de los iones poliatómicos.

Es la carga iónica que resulta cuando se suman los números de oxidación

de los elementos que forman dicho ion.

Por ejemplo, la carga del ion nitrato resulta de sumar los números de

oxidación del nitrógeno y del oxígeno,

[N5+3O2–] = [N5+O6–] = (NO3)[(5+)+ (6–)] = NO3



La carga del ion sulfato puede calcularse de la misma manera:

[S6+O4

2-] = [S6+4O2-] = (SO4) [(6+) +(8 –)] = (SO4)2-

De manera semejante, la carga del ion amonio; NH4

+ resulta de la suma de

los números de oxidación del nitrógeno e hidrógeno:

[N3-H4

+] = [N3- 4H+] = [NH4](3 –) + (4+) = [NH4]1+

De nuevo, es necesario destacar que, en estos casos, los estados de

oxidación no son cargas reales y se les puede considerar como cargas

virtuales.

8. Números de oxidación y cargas en compuestos iónicos poliatómicos

Cuando se tiene la fórmula completa de un compuesto iónico, la suma

tanto de los números de oxidación como de las cargas debe ser de cero:

Por ejemplo:

Na2SO4

Números de oxidación: (Na2

+S6+O4

2-) = [Na2+S6+O8-] = (Na2S)2+6(O4)8- = (Na2SO4)0

Cargas: (Na2)+(SO4)2- = [Na2+(SO4)2-] = (Na2SO4)0

[Ag(NH3)2]NO3

Números de oxidación: [Ag+ (N3–H3

+)2]N5+O3

2– = [Ag+ (N3– 3H+)2]N5+ 3O2–

Cargas: [Ag(NH3)2]+(NO3) – = {[Ag(NH3)2](NO3)}0

  • BALANCEO DE ECUACIONES

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la  búsqueda de  diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos 


Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones :
 

1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN

Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

EJEMPLO:


N2

+

H2



NH3


En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.
 


N2

+

H2



2NH3


Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante :
 


N2

+

3H2



2NH3


La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.
 


2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

BALANCEO DE ECUACIONES

 CAMBIO EN ELECTRONES

CAMBIO  DE NÚMERO DE OXIDACIÓN

Oxidación

Perdida

Aumento

Reducción

Ganancia

Disminución

Agente oxidante
( sustancia que se reduce)

Gana

Disminuye

Agente reductor
   ( sustancia que se oxida)

Pierde

Aumenta

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

Como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.
El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente :
 

(a) Se escribe la ecuación del proceso. Sé determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.
 


Mn+4O2-2

+

H+1 Cl-1



 Mn+2Cl2-1

+

 Cl20

+

H2+1O-2


(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.


Mn+4

+

2e-



Mn+2

2Cl-1

+

2e-



Cl20


(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.
 

(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.


MnO2

+

2HCl



 MnCl2

+

 Cl2

+

H2O


(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.


MnO2

+

4HCl



 MnCl2

+

 Cl2

+

2H2O-


EJEMPLO:   

  • Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación

(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.

http://www.cespro.com/materias/matcontenidos/contquimica/quimica_basica_archivos/image091.gif

(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:


N+5

+

3e-



N+2

 

 

( cambio de -3)

(2a)

 

 

S-2



S0

+

2e-

( cambio  de +2)

(2b)


(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3


2N+5

+

6e-



6N+2

 

 

(3a)

 

 

3S-2



3S0

+

6e-

(3b)


(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2,  y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;


2HNO3

+

3H2S



2NO

+

3S

(4a)


(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:


  • 2HNO3

    +

    3H2S



    2NO

    +

    3S

    +

    4H2O

    (4a)


    ION ELECTRÓN

Los pasos  de este método son los siguientes:

a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.

b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.

c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras . puede añadirse H2O y H+ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro  de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H2O en el miembro. Luego se emplean H+ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro .

d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al numero de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.

e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.

f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.

g) Simplificar los coeficientes.

EJEMPLO:     

  • Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electron :


Cr2O7-2

+

Fe+2



Cr+3

+

Fe+3


(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:


Cr2O7-2



Cr+3

( para el agente oxidante)

(1a)

Fe+2



Fe+3

( para el agente reductor)

(1b)


(2)  Se efectúa el balanceo de átomos . La semirreacción (1a) exige 7H2O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H+ a la izquierda para igualar los H+. La (1b) está balanceada en sus átomos:


Cr2O7-2

+

14H+



2Cr+3

+

7H2O

(2a)

Fe+2



Fe+3

 

 

(2b)


(3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es +12 y en el lado derecho es +6; por tanto deben añadirse 6e- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:


Cr2O7-2

+

14H+

+

 6e-



2Cr+3

+

7H2O

(3a)




 

Fe+2



Fe+3




e-

(3b)


(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:


Cr2O7-2

+

14H+

+

 6e-



2Cr+3

+

7H2O

(4a)




 

6Fe+2



6Fe+3




6e-

(4b)


(5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones:


  1. Cr2O7-2

    +

    14H+

    +

    6Fe+2



    2Cr+3

    +

    7H2O

    +

    6Fe+3




NA

Formulario /Temario

Ejercicios / Preguntas

Resultado

1.1.- Identificar el comportamiento de la materia energía en función de sus propiedades y estructura atómica.

Ejercicios de balanceo de reacciones inorgánicas

A continuación se te proporcionan las reacciones químicas redox (sin balancear) inorgánicas. El objetivo es que tu hagas el balanceo de todas ellas por el método que selecciones (cambio del número de oxidación o ion – electrón) siguiendo los

pasos que se detallan en seguida.

a. Identifica la especie química que se oxida y escribe la semirreacción de oxidación. Balancea esta semirreacción (por masa y carga)

b. Identifica la especie química que se reduce y escribe la semirreacción de reducción. Balancea esta semirreacción (por masa y carga)

c. Identifica el agente oxidante y el agente reductor

d. Escribe la reacción global redox.

e. La reacción global total

1. Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O

2. PbS + Cu2S + HNO3 → Pb(NO3)2 + Cu(NO3)2 + NO2 + S + H2O

3. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O

4. CrI3 + KOH + Cl2 → K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

5. PbO2 + Sb + KOH → PbO + KSbO2 + H2O

6. Cr2(SO4)3 + KI + KIO3 + H2O → Cr(OH)3 + K2SO4 + I2

7. KClO3 + HI + H2SO4 → KHSO4 + HCl + I2 + H2O

8. HSCN + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + HCN + H2O

9. K4Fe(CN)6 + + KMnO4 + H2SO4 → K3Fe(CN)6 + MnSO4+ K2SO4 + H2O

10. CeO2 + KI + HCl CeCl3 + KCl + I2 + H2O

11. KBrO3 + KI + HBr → KBr + I2 + H2O

12. Ca(IO3)2 + KI + HCl → CaCl2 + KCl + I2 + H2O






Elaboro:

José Juan Vázquez Carreón

Fecha:

Febrero del 2010

de 2

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