REACCIONES QUÍMICAS Concepto Ley de Acción de masas

Presentación del tema: "REACCIONES QUÍMICAS Concepto Ley de Acción de masas"— Transcripción de la presentación:

1 REACCIONES QUÍMICAS Concepto Ley de Acción de masas
Tipos de reacciones Ejemplos

2 Objetivos Apropiarse de la importancia de las reacciones químicas.
Describir e identificar los diferentes tipos de reacciones químicas. Relacionar los aspectos generales de las reacciones químicas a nivel del organismo.

3 Introducción ¿Qué conozco del tema? ¿Qué quiero aprender? ¿Qué aprendí del tema?

4 Concepto Una reacción química es un proceso en el cuál una o más sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias llamadas productos.

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6 LEY DE ACCION DE MASAS (Lavoisier)
«La suma de las masas de las sustancias que intervienen como reactantes es igual a la suma de las masas que aparecen como productos».

7 Clases de reacciones químicas
Teniendo en cuenta los procesos químicos ocurridos, se clasifican en: Reacciones de síntesis Reacciones de descomposición Reacciones de sustitución o de desplazamiento

8 Teniendo en cuenta el sentido en que se lleva a cabo una reacción:
Reversibles Irreversibles

9 Teniendo en cuenta los cambios energéticos producidos:
Exotérmicas Endotérmicas A nivel del organismo se sustituye por los términos exergònicas y endergònicas

10 2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 → 2 moléculas MgO
Chemistry 140 Fall 2002 Ejemplo: Magnesio metálico + arde con oxígeno → produce un polvo blanco de óxido de magnesio 2 átomos de Mg molécula de O → 2 moléculas MgO 2 Mg + O2 → MgO 2 Considere la reacción del monóxido de nitrógeno incoloro con oxígeno para obtener dióxido de nitrógeno marrón. La flecha representa la conexión de una reacción. Sustituya las palabras por símbolos químicos.

11 Representación molecular
Mg Mg2+ O2- O O Mg2+ O2- Mg

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13 Balanceo de reacciones
H2 + O H2O Multiplicamos por 2 la molécula del agua: H2 + O H2O Ahora tenemos igualdad en los átomos de oxígeno, pero no en los de hidrógeno. De estos hay cuatro en los productos y sólo dos en los reactivos. Ahora se multiplica por 2 en los reactivos: 2 H2 + O H2O

14 ¿Cómo ajustar una reacción de combustión?
1. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de dióxido de carbono, para ajustar estos. C2H O CO2 + H2O C2H O CO2 + H2O

15 2. Ajustamos los átomos de hidrógeno
2. Ajustamos los átomos de hidrógeno. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de agua, para ajustar estos. C2H6 + O2 2 CO2 + 3 H2O

16 Ajuste y representación de la reacción
Ahora hay que revisar la cantidad de oxigeno y de nuevo por tanteo completamos la reacción con los Coeficiente correspondientes. 2 C2H O CO2 + 6H2O

17 TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
1. Síntesis (Combinación) : A + B  C 2Na (s) + Cl2 (g) NaCl (s) +

18 2. Descomposición: AB  A + B
2H2O (l) H2 (g) + O2 (g)

19 3. Sustitución Simple: A + BC  AC + B
Mg (s) + CuSO4 (s) MgSO4(s) + Cu (s) + +

20 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) 2NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)
4. Sustitución Doble: AB + CD  AD + CB 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)

21 De lo anterior se forma agua y una sal
Ej. Neutralización: Reacción de doble Sustitución Acido: H+ Neutraliza Base: OH- De lo anterior se forma agua y una sal

22 REACCIÓN DE COMBUSTIÓN
2 C (s) + O2(g) CO2 (g) C6H12O6 + O2  H2O + CO2

23 Una reacción reversible es una reacción química que se efectúa en ambos sentidos simultáneamente, es decir, los productos reaccionan entre sí y regeneran a los reactivos. Ejemplos:

24 Reacción irreversible:Transcurren hasta que algunos de los reactivos se consume totalmente; se representan mediante una ecuación con una flecha Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq) CaCl2 (aq) + 2H2O (l)

25 REACCIONES DE OXIDO – REDUCCION
Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado. Es decir, en una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones.

26 Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido.

27 Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias. Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias.

28 Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica: Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE OXIDA (Agente reductor)   Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE REDUCE (Agente Oxidante) -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 1 2 3 4 5 6 7

29 REGLAS DE REACCIONES REDOX
1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero.                    Ejemplos:  Pt , Cu, Au, Fe 2:   El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es –1. Ej. NaH +1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal ( HCl) Cuando lo hace con un metal es   -1:  Ejemplos: NaH; hidruro de sodio

30 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1.
H2O2; peróxido de hidrogeno o agua oxigenada

31 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.
 Ejemplos: Ca (calcio): valencia = 2                     número de oxidación: +2

32 5:  Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.
          Ejemplos: Cl (cloro):   valencia = 1                           número de oxidación: –1

33 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1.
                  Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio

34 Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso
7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.                   Ejemplos:   Cu2O: óxido cuproso H2SO4: ácido sulfúrico número de oxidación del hidrógeno: +1; hay 2 átomos = 2 · +1 =  +2  número de oxidación del azufre: +6; hay 1 átomo = 1 · +6 = +6  número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 · – 2 = – 8                                                   +2  +  +6  +  – 8 =  0

35 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión.
Ejemplo:  PO4–3: fosfato número de oxidación del fósforo: +5; hay 1 átomo = 1 • +5 = +5 número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8 La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3.                                               +5 + – 8 = – 3                                                     – 3 = – 3

36 Ejemplo:

37 SEO: Br e Br0 SER: N e N+2 Balanceo de la Reacción Oxido redox 2HNO HBr Br NO H2O Luego de colocar el coeficiente encontrado en el Br se termina el balanceo por tanteo.

38 Reacciones exotèrmicas
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39 REACCIONES ENDOTERMICAS

40 Reacción Exergónica

41 Reacción Endergónica Glutamina Sintetasa

42 Conclusiones Las reacciones químicas depende de las combinaciones entre los átomos. A nivel del organismo acontecen reacciones de oxido reducción en el proceso de respiración celular. Dado que somos sistemas abiertos empleamos reacciones exergónicas y endergónicas.

43 ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE

44 AgNO3 (ac) + HCl (ac)  HNO3 (ac) + AgCl (s)
Dada las siguientes reacciones químicas identifíqueles y clasifíqueles según corresponda: combinación o síntesis, desplazamiento simple, doble desplazamiento, descomposición, neutralización. Ca(OH) HCl 2 H2O + CaCl2 CH O2 CO H2O 2 Na + Cl2 2 NaCl Cl LiBr 2 LiCl + Br2 AgNO3 (ac) + HCl (ac)  HNO3 (ac) + AgCl (s) H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac)  2 H2O (l) + Na2SO4 (ac) 4 Al (s) + 3 O2 (g)  2 Al2O3 (s) 2 H2 + O2 2 H2O H2CO NaNa2CO3 + H2 Ba(OH)2 H2O + BaO