Tema 8 Reacciones químicas IES Padre Manjón Prof: Eduardo Eisman 1.

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1 Tema 8 Reacciones químicas IES Padre Manjón Prof: Eduardo Eisman 1

2 Para empezar, experimenta y piensa
Disolución de cloruro de cobalto hexahidratado (CoCl2 · 6 H2O) Tinta invisible Ensuciar y abrillantar objetos de plata 4 Ag +2 H2S + O2 → 2 Ag2S + H2O Al secarse, desaparece La plata se oxida Yema de huevo ( contiene H2S) Mojamos el pincel y escribimos sobre el papel Aplicamos calor H2O 2 Al + 3 Ag2S + 6 H2O → 6 Ag + 2 Al(OH)3 + 3 H2S Recipiente de aluminio Aparece el color del CoCl2 sin hidratar La plata se reduce 2

3 CON EL HIERRO Y EL AZUFRE
1.1 Cambios físicos Un cambio físico es una transformación en la que no varía la naturaleza de la materia. Entre los cambios físicos más habituales se encuentran los cambios de estado. EN EL AGUA EN EL ALCOHOL CON EL HIERRO Y EL AZUFRE Vapores de alcohol Hierro Azufre Los mezclamos… Imán Calor Hielo Agua En los cambios físicos no se modifica la naturaleza de las sustancias que experimentan la transformación. Antes y después del cambio tiene la misma fórmula química. 3

4 1.2 Cambios químicos Un cambio químico es una transformación en la que varía la naturaleza de la materia. Los cambios químicos también se llaman reacciones químicas. EN EL AGUA EN EL ALCOHOL CON EL HIERRO Y EL AZUFRE Electrodos Alcohol ardiendo Mezcla de hierro y azufre Agua Burbujas de hidrógeno Sólido negro que no es atraído por el imán En una transformación química, los reactivos y los productos tienen fórmulas químicas diferentes. 4

5 2.1 Las reacciones químicas en general
Una reacción química suele ir acompañada por alguna de estas manifestaciones. UN GRAN DESPRENDIMIENTO DE ENERGÍA LUMINOSA DESPRENDIMIENTO DE CALOR FORMACIÓN DE GASES Cuando el magnesio arde, se combina con el oxígeno del aire y se transforma en óxido de magnesio. Además se desprende energía en forma de luz. Cuando se añade una disolución de ácido clorhídrico a una disolución de hidróxido de sodio, la temperatura de la mezcla aumenta. Se desprende energía. Cuando se añade ácido clorhídrico a algunos metales, por ejemplo magnesio, se desprende gas hidrógeno. 2Mg + O2 → 2MgO + Luz HCl + NaOH → NaCl + H2O + Q Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2 (g) 5

6 2.2 Las reacciones químicas en general
Una reacción química suele ir acompañada por alguna de estas manifestaciones. DISOLUCIÓN DE UN SÓLIDO FORMACIÓN DE UN SÓLIDO FORMACIÓN DE HUMO BLANCO Cuando sobre mármol (carbonato de calcio) se vierte un ácido, se forma un burbujeo. Parte del mármol se ha disuelto y se ha desprendido dióxido de carbono. A una disolución transparente de nitrato de plomo (II) se añade otra disolución transparente de yoduro de potasio. Se forma un sólido amarillo que se deposita en el fondo, es yoduro de plomo (II). Acercando un recipiente con amoníaco a otro con ácido clorhídrico, ambos en disolución concentrada, aparece un humo blanco , que es cloruro de amonio CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 NH3 + HCl → NH4Cl (gas blanco) Pb(NO3)2 + 2 KI → 2 K(NO3) + PbI2 6

7 2.3 Algunos tipos de reacciones químicas
Las reacciones Químicas son aquellos cambios en los que unas sustancias se transforman en otras diferentes. Algunos tipos de Reacciones Químicas De oxidación De combustión En nuestra vida En la industria Reacciones de fotosíntesis y las reacciones que se producen en la respiración celular. Es la reacción química que se produce cuando una sustancia se combina con el oxígeno. Es un tipo especial de oxidación, muy rápida, donde se desprende gras cantidad de calor. Reacciones en las que las materia primas se convierten en sustancias diferentes y útiles para todos nosotros. CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + Q N2 + 3 H2 → 2 NH3 Fruta oxidada (derecha) Combustión gas metano 7

8 3.1 Las reacciones químicas: teoría de las colisiones
Según la teoría de las colisiones, las reacciones químicas se producen cuando las moléculas de los reactivos chocan entre sí y se rompen. Los átomos que se han liberado se reorganizan, formando las nuevas moléculas. Formación del ácido clorhídrico 8

9 3.2 Las reacciones químicas: teoría de las colisiones
Formación del agua O2 H2 9

10 1 unidad de masa atómica ( u )
Los átomos son muy pequeños y en consecuencia su masa, también lo es; por tanto si usamos como unidad para medirla las unidades de masa a las que estamos acostumbrados (g, kg ..) , obtendríamos valores muy pequeños, difícilmente manejables. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una masa de 1, – 27 kg y el de carbono 2,00.10– 26 kg. Por esta razón para medir la masa de los átomos se adopta una nueva unidad: la unidad de masa atómica ( u ), que se define de la siguiente manera: Una unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12. 1/12 parte del átomo de 12 C. 1 unidad de masa atómica ( u ) Su masa en kg es 1, – 27 kg 10

11 Hidróxido de calcio Ca(OH)2
4.2 Masa atómica y masa molecular Masa atómica de un elemento se obtiene comparando la masa de uno de sus átomos con la unidad de masa atómica (u). Masa atómica del Ca = 40 u. Significa que la masa de un átomo de Ca es 40 veces la unidad de masa atómica. Masa molecular de un compuesto se obtiene sumando las masas atómicas de cada uno de los átomos que forman la molécula. Masa molecular del Na2S = 2 masa atómica Na + masa atómica S = 2.23 u + 32 u = 78 u Sustancia Masa atómica Masa molecular Oxígeno O 16 u Hidróxido de calcio Ca(OH)2 74 u Azufre S 32 u Amoniaco NH3 18 u Plomo Pb 207 u Ácido sulfúrico H2(SO)4 98 u Bario Ba 137,3 u Butano C4H10 58 u Mercurio Hg 200,6 u Oxígeno O2 Plata Ag 107,9 u Dióxido de carbono CO2 44 u 11

12 4.3 Mol de una sustancia y número de Avogadro
Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas (NA = 6,022 · 1023). Estas partículas pueden ser átomos, moléculas, iones, etc. El mol coincide con la masa atómica o la masa molecular expresada en gramos. En el Sistema Internacional (SI), el mol es la unidad de la magnitud cantidad de sustancia. Cloruro de potasio Sodio Hierro Masa molecular del oxígeno O2 32 u Masa atómica del hierro 55,8 u Masa atómica del sodio 23 u Masa molecular del KCl 74,6 u 1 mol de O2 6,022 ·1023 moléculas 1 mol de KCl 6,022 ·1023 moléculas 1 mol de Fe 6,022 ·1023 átomos 1 mol de Na 6,022 ·1023 átomos 1 mol de Fe 55,8 g de Fe 1 mol de Na 23 g de Na 1 mol de O2 32 g de O2 1 mol de KCl 74,6 g de KCl 12

13 Un mol de diferentes sustancias
4.4 Mol de una sustancia y número de Avogadro Un mol de una sustancia es una cantidad equivalente a la que representa su masa atómica o molecular expresada en gramos. En un mol de una sustancia hay 6,022 · 1023 (NA) átomos o moléculas de esa sustancia. 1 molécula de CO2 → 44 u Un mol de diferentes sustancias 1 mol de CO2 → 44 g 1 mol de CO2 → 6,022 ·1023 moléculas de CO2 13

14 4.5 Cantidad de sustancia en gramos y en moles
1.- ¿Cuántos moles son: a) 7,0 g de Na; b) 20,5 g de H2O; c) 64,8 g de H2SO4. 2.- Necesitamos disponer de: a) 1,20 moles de Zn; b) 0,25 moles de CH4.; c) 3,40 moles de H2CO3 ¿Cuántos gramos son de cada una de las sustancia?

15 Descomposición térmica
5.1 La reacción química Una reacción química es un cambio en el que se modifica la naturaleza de la materia. Se parte de unas sustancias que llamamos reactivos y se obtienen, otras sustancias diferentes a las de partida, que llamamos productos de la reacción. Dicromato de amonio (NH4)2Cr2O7 Descomposición térmica Óxido de cromo (III) Cr2O3 REACTIVOS PRODUCTOS (NH4)2Cr2O7 (s) → N2 (g) H2O (l) + Cr2O3 (s) Una ecuación química es una representación simbólica de una reacción química. LÍQUIDO GAS SÓLIDO COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO 15

16 5.2 Conservación de la masa: Ley de Lavoisier
Ley de Lavoisiere: En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. En consecuencia, la masa permanece constante: es decir: la masa de los reactivos tienen que ser igual a la masa de los productos de la reacción. 2 H2 (g) + O2(g) → 2 H2O(l) + → 2 moléculas con dos átomos de hidrógeno cada una. 1 molécula con dos átomos de oxígeno 2 moléculas de agua con dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno cada una. La masa de 4 átomos de H más la masa de dos átomos de O. 16

17 5.3 Conservación de la masa: Ley de Lavoisier
Reacción de combustión de un hidrocarburo: se produce dióxido de carbono más agua, y se desprende energía. CH O CO H2O + Q 2 2 Se escribe la reacción química y se ajusta 1 molécula 2 moléculas A nivel microscópico se establece la relación de moléculas 6, moléculas 2 . 6, moléculas 1 mol 2 mol A nivel macroscópico se establece la relación de moles / gramos 2 mol .18 g/mol 36 g de H2O 1 mol .44 g/mol 44 g de CO2 2 mol . 32 g/mol 64 g de O2 1 mol .16 g/mol 16 g de CH4 Ley de Lavoisiere: en toda reacción química la masa se conserva Masa de los reactivos 16 g + 64 g = 80 g Masa de los productos 44 g + 36 g = 80 g 17

18 5.4 Conservación de la masa: Ley de Lavoisier
Reacción de combustión del etanol: CH3 - CH2OH C2H6O O CO H2O 3 2 3 Se escribe la reacción química y se ajusta Etanol Oxígeno Dióxido de carbono Agua 1 mol 3 mol 2 mol Relación de moles 3 mol .18 g/mol 54 g de H2O 2 mol .44 g/mol 88 g de CO2 3 mol . 32 g/mol 96 g de O2 1 mol .46 g/mol 46 g de C2H6O Ley de Lavoisiere: en toda reacción química la masa se conserva Masa de los reactivos 46 g + 96 g = 142 g Masa de los productos 88 g + 54 g = 142 g C2H6O O2 CO2 H2O Masa molecular = 46 u 2.16 = 32 u = 44 u = 18 u 1 mol Masa molar 46 g 32 g 44 g 18 g 18

19 6.1 Reacciones químicas en las que intervienen gases. Ley de Avogadro
Cuando en una reacción intervienen varios gases que se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura, la proporción en volumen es la misma que la proporción en cantidad de sustancia, es decir, en moles: Ley de Avogadro. Un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 0ºC), ocupa siempre un volumen de 22,4 L. Al volumen de un mol de un gas en C.N. se le llama Volumen molar = 22,4 L Ejemplo: Reaccionan 1,3 litros de nitrógeno (gas) con hidrógeno (gas) para dar amoniaco (gas), todos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. a) Escribe y ajusta la ecuación correspondiente al proceso. b) Calcula los litros de hidrógeno necesarios para la reacción y los litros de amoniaco que se obtienen. N2 (g) H2 (g) NH3 (g) Como los gases están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura podemos establecer la relación directa entre moles y litros. 1 mol 3 mol 2 mol 1,3 L 3 . 1,3 L 2 . 1,3 L 19

20 6.2 Reacciones químicas en las que intervienen gases. Ley de Avogadro
Ejemplo: En la reacción de formación de agua, calcula el volumen de H2, medido a 2 atm y 50 ºC, que reacciona con 5 L de O2, medido también a 2 atm y 50 ºC. 2 H2 (g) O2 (g) → 2 H2O (l) 2 mol de H2 1 mol de H2 2 mol de H2O ? 5 L Calculamos el volumen de H2 que reacciona con 5 L de O2 en condiciones normales. 20

21 Podemos trabajar con relación de masas en gramos o en moles.
7.1 Cálculos estequiométricos en masa El magnesio reacciona con el oxígeno para formar óxido de magnesio. Disponemos de 8 g de oxígeno. Calcula: a) ¿Cuántos gramos de magnesio harán falta para reaccionar con todo el oxígeno disponible? b) ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán? 2 Mg O2 → MgO 2 Escribimos la reacción química y a continuación la ajustamos 2 mol 1 mol En la reacción por cada 2 mol de magnesio se necesitan un mol de O2 y se obtienen 2 mol de MgO. 2 mol . 24,3 g/mol 1 mol.32 g/mol 2 mol.40,3 g/mol 48,6 g de Mg 32 g de O2 80,6 g de MgO X g de Mg 8 g de O2 Y g de MgO Podemos trabajar con relación de masas en gramos o en moles. a) ) ¿Cuántos gramos de magnesio harán falta para reaccionar con todo el oxígeno disponible?: a) ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán?: 1 mol Mg = 24,3 g 1 mol O2 = 32 g 1 mol MgO = 40,3 g 21

22 Podemos trabajar con relación de masas en gramos o en moles.
7.2 Cálculos estequiométricos en masa El magnesio reacciona con el oxígeno para formar óxido de magnesio. Disponemos de 8 g de oxígeno. Calcula: a) ¿Cuántos gramos de magnesio harán falta para reaccionar con todo el oxígeno disponible? b) ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán? 2 Mg O2 → MgO 2 Escribimos la reacción química y a continuación la ajustamos En la reacción por cada 2 mol de magnesio se necesitan un mol de O2 y se obtienen 2 mol de MgO. 2 mol 1 mol X mol de Mg 0,25 mol de O2 Y mol de MgO Podemos trabajar con relación de masas en gramos o en moles. a) ) ¿Cuántos gramos de magnesio harán falta para reaccionar con todo el oxígeno disponible?: a) ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán?: 1 mol Mg = 24,3 g 1 mol O2 = 32 g 1 mol MgO = 40,3 g 22

23 Se escribe la reacción química y se ajusta
7.3 Cálculos estequiométricos en masa y volumen El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido clorhídrico: a) ¿Cuántos gramos de zinc reaccionan? b) ¿Cuál sería el volumen de H2 obtenido si se mide en c. n.? 2 HCl Zn ZnCl H2 Se escribe la reacción química y se ajusta á. clorhídrico zinc cloruro de zinc hidrógeno 2 mol 1 mol Relación de moles a) Gramos de zinc que reaccionan con 6,0 g de HCl Pasamos los gramos a moles de ácido. Relacionamos moles de ácido y moles de zinc. Pasamos moles de zinc a gramos de zinc b) Volumen de hidrógeno que se obtiene Si la sustancia es un gas y está medido en c.n. (00C y 1atm) , se puede obtener el volumen teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa 22, 4 litros (volumen molar) 23

24 Se escribe la reacción química y se ajusta
8.1 Reacciones de combustión Se queman 0,34 moles de propano (C3H8). Escribir y ajustar la ecuación correspondiente al proceso. Calcular los moles de oxígeno necesarios. Determinar los moles de dióxido de carbono que se obtienen. C3H O CO H2O + Q Se escribe la reacción química y se ajusta 1 mol 5 mol 3 mol 4 mol A nivel macroscópico se establece la relación de moles / gramos 4 mol .18 g/mol 72 g de H2O 3 mol .44 g/mol 132 g de CO2 5 mol . 32 g/mol 160 g de O2 1 mol .44 g/mol 44 g de CH4 Ley de Lavoisiere a) Moles de oxígeno necesarios para la combustión Sustancia 1 mol C3H8 = 44 g O2 2.16 = 32 g CO2 = 44 g H2O = 18 g b) Moles de CO2 obtenidos 24

25 Se escribe la reacción química y se ajusta
9.1 Reacciones de oxidación El hierro se oxida en contacto con el oxígeno para formar trióxido de dihierro. Si tenemos 5 g de limaduras de hierro y dejamos que se oxiden completamente. ¿Cuántos gramos de óxido de hierro (III) se han formado? 4 Fe O2 → Fe2O3 Se escribe la reacción química y se ajusta Relación de moles 4 mol 3 mol 2 mol 0,09 mol Calculamos el número de moles de hierro: Cantidad de óxido que se ha formado: Sustancia 1 mol Fe 55,8 g Fe2O3 2.55, = 159,6 g M (Fe) = 55,8 g/mol M (Fe2O3) = 2 · 55, ·16 = 159,6 g/mol 25

26 Propiedades de las sustancias ácidas y básicas
Reacciones ácido-base Propiedades de las sustancias ácidas y básicas Las bases son sustancias que: Los ácidos son sustancias que: Poseen sabor agrio Enrojecen la tintura de tornasol Reaccionan con muchos metales: HCl + Mg –> MgCl2 + H2 Reaccionan con la caliza: HCl + CaCO3 –> CaCl2 + CO2 + H2O Poseen sabor caústico y suaves al tacto Azulean la tintura de tornasol Reaccionan con los ácidos neutralizándose: Ca(OH)2 + 2 HCl –> CaCl H2O Ácido es toda sustancia que al disolverse en agua se disocia liberando iones H+ Base es toda sustancia que al disolverse en agua disocia liberando iones hidróxido OH- Neutralización: ácido + base → sal agua 26

27 10.2 Reacciones ácido-base
Aumento de la acidez Aumento de la basicidad Jugos gástricos Zumo de limón Lluvia ácida Zumo de naranja Zumo de tomate Agua de lluvia, café Agua de mar Disolución diluida de NaOH Sangre Agua pura: pH=7 Jabón en polvo Amoniaco doméstico Disolución concentrada de NaOH Disolución concentrada de HCl Disolución de sustancia ácida Disolución de sustancia básica Cuando reaccionan entre sí, los ácidos y las bases dan lugar a una reacción química llamada reacción de neutralización. 27

28 Se escribe la reacción química y se ajusta
Reacciones ácido-base Escribe y ajusta la reacción de neutralización del ácido sulfúrico con el hidróxido de calcio, y calcula la cantidad de sulfato de calcio, CaSO4, que se formará si reaccionan 24,5 g de ácido sulfúrico con el suficiente hidróxido de calcio. ¿Cuánta agua se formará? H2SO4 + Ca(OH) CaSO H2O Se escribe la reacción química y se ajusta 1 mol 2 mol Relación de moles 0,25 mol Calculamos el número de moles de ácido sulfúrico: Cantidad que se forma de sulfato de calcio: Cantidad que se forma de agua: Neutralización: ácido + base → sal agua 28

29 C4H10 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O + 2880 kJ/mol
Reacción de combustión del butano Ejercicio para casa Se queman 290 g de gas butano ( C4 H10 ). Escribe y ajusta la reacción correspondiente al proceso. Determina las masas moleculares de cada una de las sustancias que aparecen en la reacción. Determina el mol de cada una de las sustancias que aparecen en la reacción. Calcula: Moles de oxígeno necesarios para su combustión. Moles de dióxido de carbono y agua que se obtienen. Cantidad en gramos, de oxígeno, dióxido de carbono y agua. Volumen de dióxido de carbono que se desprende medido en c.n. Volumen de oxígeno y de aire, en c.n, que es necesario para la combustión. Energía que se desprende al quemar los 290 g de butano. Haz una tabla que contenga los datos y los resultados de todas las preguntas (como cabeza de tabla, en la primera fila, han de aparecer las sustancias que interviene en la reacción). Combustión del butano: Al ajustar la reacción procura que los coeficientes sean números enteros. Las combustiones son reacciones químicas en las que una sustancia que llamamos combustible, reacciona con otra, que llamamos comburente, desprendiendo una gran cantidad de energía. C4H10 (g) O2 (g) → CO2 (g) + H2O kJ/mol Butano Oxígeno Dióxido de carbono Agua Energía 29

30 11.1 Velocidad de reacción: factores que influyen
La rapidez con que unas sustancias (reactivos) se transforman en otras distintas (productos) se conoce como velocidad de reacción. Velocidad de reacción aumenta La temperatura La concentración El grado de división aumenta aumenta Si la temperatura Si la concentración Si el grado de división LAS REACCIONES SON MÁS RÁPIDAS Al aumentar la concentración de los reactivos, más partículas pueden chocar entre sí Los alimentos se descomponen más rápido durante el verano El cobre troceado reacciona más rápido con el ácido clorhídrico 30

31 CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + 875 kJ Reacción exotérmica
Termoquímica: energía en las reacciones químicas La termoquímica estudia de forma cuantitativa los intercambios de energía que se generan en los procesos químicos. Para que se verifique una reacción química ha de producirse: Una ruptura de los enlaces en los reactivos. Implica generalmente aportar energía. Un reagrupamiento de los átomos de forma distinta. Una formación de nuevos enlaces para formarse los productos. Lo que generalmente implica un desprendimiento de energía. En el balance final de energía para el proceso puede ocurrir: Energía aportada > Energía desprendida. La reacción, en conjunto, absorbe energía (calor). Reacción endotérmica. Energía aportada < Energía desprendida. La reacción, en conjunto, desprende energía (calor). Reacción exotérmica. El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del proceso: CH O CO H2O kJ Reacción exotérmica 2 KClO ,4 kJ KCl O Reacción endotérmica 31

32 12.2 Termoquímica: reacciones endotérmicas
Ca + C + 3 O Energía Energía de activación Reacción endotérmica CaCO ,3 kJ CaO CO2 178,3 kJ Energía absorbida Productos CaO CO2 Reactivos CaCO3 Avance de la reacción 32

33 875 kJ Energía desprendida
Termoquímica: reacciones exotérmicas C + 4 H + 4 O Energía Energía de activación Reacción exotérmica CH O CO2 + 2 H2O kJ Reactivos CH O2 875 kJ Energía desprendida Productos CO2 + 2 H2O Avance de la reacción 33

34 Para descomponer 50 kg de caliza se necesitan 9150 kJ
Termoquímica: energía en las reacciones químicas Para descomponerse la caliza, CaCO3 en óxido de calcio y dióxido de carbono, se necesitan 178,3 kJ/mol. ¿Qué cantidad de energía se necesita para descomponer 50 kg de caliza? Reacción endotérmica CaCO ,3 kJ CaO CO2 1 mol Para descomponer 50 kg de caliza se necesitan 9150 kJ 34