Reacciones Químicas FÍSICOS QUÍMICOS NUCLEARES

Presentación del tema: "Reacciones Químicas FÍSICOS QUÍMICOS NUCLEARES"— Transcripción de la presentación:

1 Reacciones Químicas FÍSICOS QUÍMICOS NUCLEARES
Son procesos que involucran la destrucción de algunas moléculas y la creación de otras nuevas. Estos procesos están acompañados por un intercambio energético, en general, sustancialmente mayor que el de las transformaciones físicas, aunque mucho menor que las nucleares. EJEMPLOS FÍSICOS QUÍMICOS NUCLEARES Cambios de estado, disolución, separación de fases, difusión. Oxidaciones, combustiones, descomposiciones, fermentaciones, estallidos de explosivos, pilas eléctricas. Creación de nuevos átomos, ocurre en las estrellas, en los reactores nucleares y en los explosivos termonucleares.

2 No pueden crearse ni destruirse átomos.
Reacciones Químicas Los químicos desarrollaron un método muy potente para representar las reacciones químicas: La Ecuación Química Sustancias reaccionantes Productos de la reacción 2NaHCO3 + SO4H2 SO4Na CO2 + 2H2O No pueden crearse ni destruirse átomos. También puede usarse el signo = Coeficientes que indican la cantidad de moléculas MUY IMPORTANTE: La clase y cantidad de átomos debe ser la misma en ambos lados de la ecuación, ya que los cambios que ocurren consisten únicamente en una reordenación de ellos.

3 ¿Cómo representamos este proceso?
Reacciones Químicas Reacción de los metales con el oxígeno. Se conocen óxidos de prácticamente todos los metales, aunque en algunos casos la reacción es tan lenta que debe obtenérselos por medios indirectos. Con los elementos de los grupos 1 y 2 la reacción es violenta. Por ejemplo, el potasio expuesto al aire, pierde rápidamente su aspecto metálico formándose un sólido pulverulento, que reacciona también muy rápido con el agua y el CO2 del aire. ¿Cómo representamos este proceso? 1) Tenemos en cuenta que el oxígeno gaseoso, tal como se encuentra en el aire, tiene una molécula con dos átomos, por lo que la representaremos: O2. 2) Cada átomo de K puede ceder un electrón y cada átomo de O necesita dos elec-trones para completar su estructura y alcanzar una configuración estable. Podemos suponer que la molécula de óxido de potasio tendrá como fórmula: OK2 El análisis químico confirma esta suposición

4 Reacciones Químicas 4 K + O2 2OK2 2Ca +O2 2OCa 4Al + 3O2 2Al2O3
Entonces, por cada molécula de O2 se formarán dos de óxido… Necesitaremos un total de 4 átomos de K, para que a ambos lados de la flecha haya la misma cantidad de todos los átomos. 4 K + O2 2OK2 Consideraciones similares nos permiten escribir las siguientes ecuaciones: 2Ca +O OCa 4Al + 3O Al2O3 Algunos metales, como vimos, pueden actuar con más de un NºOx. Fe +O2 FeO óxido de hierro(II) 4Fe + 3O Fe2O3 óxido de hierro(III) Que se forme uno u otro óxido depende de las condiciones en que se efectúe la reacción.

5 Reacciones Químicas Na2O + H2O 2 HONa Al2O3 + 3 H2O 2 (HO)3Al
Los óxidos de los metales pueden reaccionar con agua formando hidróxidos: Na2O + H2O HONa BaO + H2O (HO)2Ba Al2O H2O 2 (HO)3Al Los óxidos metálicos y los hidróxidos presentan una característica común que llamaremos “carácter básico” y que se manifiesta en su tendencia a reaccionar con otras sustancias de carácter opuesto (“carácter ácido”) que provienen de los no metales.

6 Reacciones Químicas P2O5 óxido de fósforo (V) o pentóxido de fósforo
Reacción de los no metales con el oxígeno. También se conocen óxidos de todos los no metales. A diferencia de los anteriores, que son todos sólidos, éstos se presentan también en estado gaseoso y líquido. Como dijimos presentan carácter ácido, que es opuesto al carácter básico. Algunos óxidos ácidos importantes: P2O5 óxido de fósforo (V) o pentóxido de fósforo N2O óxido de nitrógeno (I) u óxido nitroso NO óxido de nitrógeno (II) u óxido nítrico SiO2 óxido de silicio, de gran importancia en microelectrónica As2O3 óxido de arsénico (III), es el veneno conocido como arsénico.

7 Reacciones Químicas S + O2 SO2 óxido de azufre (IV)
En el grupo 16, el S forma dos óxidos muy importantes S + O2 SO2 óxido de azufre (IV) conocido también como dióxido de azufre o anhídrido sulfuroso. Tiene muchas aplicaciones industriales 2 S + 3 O2 2 SO3 óxido de azufre (VI) Trióxido de azufre o anhídrido sulfúrico, precursor del ácido sulfúrico.

8 Reacciones Químicas C + O2 CO2 óxido de carbono (IV)
Otro óxido no metálico de gran importancia es el que se origina por combustión de sustancias orgánicas (que contienen C) C O2 CO2 óxido de carbono (IV) Dióxido de carbono o anhídrido carbónico. Es el gas de las bebidas gaseosas y los vinos espumantes. También es el gas de un tipo de extinguidores de fuego y está presente en las exhalaciones de la respiración animal y vegetal. Cuando la combustión se realiza con insuficiente oxígeno: 2 C O2 2 CO óxido de carbono (II) Conocido como monóxido de carbono y responsable de las muertes por asfixia con gases de combustión

9 Reacciones Químicas SO3 + H2O SO4H2 ácido sulfúrico
Los óxidos ácidos reaccionan con agua para formar ácidos. SO3 + H2O SO4H2 ácido sulfúrico (el nombre correcto, según las reglas de nomenclatura vigentes sería: tetraoxo sulfato de dihidrógeno) P2O H2O PO4H3 ácido fosfórico CO H2O CO3H2 ácido carbónico

10 ¿Que significa carácter ácido o básico ¿Por qué se tiene uno u otro?
Reacciones Químicas ¿Que significa carácter ácido o básico ¿Por qué se tiene uno u otro? Aunque la teoría que vamos a esbozar ha sido superada por otras que explican en forma más amplia los hechos, es suficientemente potente y precisa para nuestros fines. Es debida a Svant Arrhenius, sueco y ganador del Premio Nobel de Quimica en 1903. Llamaremos ácido a toda sustancia que en solución acuosa libera iones H+. Llamaremos base (o álcali) a toda sustancia que en solución acuosa libera iones HO-.

11 Reacciones Químicas A-H A- + H+ B-OH B+ + HO-
Entonces, la reacción entre un ácido y una base es siempre de la forma: A-H A- + H+ B-OH B+ + HO- A- + H B+ + HO AB + H2O Ácido Base Sal Agua La cantidad de grupos OH e H de bases y ácidos, respectivamente, puede ser mayor que uno. Por ejemplo, 3SO4H (HO)3Al (SO4)3Al H2O ácido sulfúrico hidróxido de sodio sulfato de sodio agua

12 Reacciones Químicas NH3 + H2O NH4OH hidróxido de amonio HCl
Existen algunos ácidos que no contienen O. Son los hidrácidos HCl Cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico HI Yoduro de hidrógeno o ácido yodhídrico HF Fluoruro de hidrógeno o ácido fluorhídrico HBr Bromuro de hidrógeno o ácido bromhídrico H2S Sulfuro de hidrógeno o ácido sulfhídrico También existe una base muy importante que no es un hidróxido. El amoníaco: NH3, que es un gas muy soluble en agua. Podemos suponer que… NH3 + H2O NH4OH hidróxido de amonio

13 Reacciones Químicas Metal No metal Sal de hidrácido Hidruro Hidrácido
Podemos hacer este esquema general Metal No metal Sal de hidrácido Hidruro Hidrácido Óxido básico Óxido ácido Sal de oxácido Hidróxido Oxácido

14 Reacciones Químicas Estequiometría: Estudio de las relaciones cuantitativas entre las sustancias en las reacciones químicas. Al expresar la cantidad de una sustancia en moles,-dato que se obtiene dividiendo la masa en gramos por el peso molecular-, se sabe la relación en número de átomos o moléculas a otra sustancia también expresada en moles. Por ejemplo, si queremos agregar el doble de átomos de sodio (Na) a 10 g de azufre (S), haremos el siguiente cálculo: 0,3125 mol PM (S) = Nº de moles de S = PM (Na) = ,625 moles de Na = 0,625 mol x 23 g/mol = 14,375 g Esta mezcla así preparada serviría para producir Sulfuro de sodio (SNa2) sin que sobre ninguno de los reaccionantes.

15 Reacciones Químicas S Na SNa2 = en general, para fabricar por este método sulfuro de sodio: Los reactivos deben encontrarse en la proporción 32 / 46. Se obtendrán 78 partes en peso del producto por cada 32 partes de azufre o 46 de sodio. Si alguno de los dos está en exceso, permanecerá sin reaccionar. Al otro (al que está en defecto) se lo llama reactivo limitante.

16 Reacciones Químicas DH = Hproductos - Hreactivos Aspectos energéticos
Las reacciones químicas van acompañadas por intercambio de calor con el medio exterior. Para describir cuantitativamente este intercambio se utiliza una magnitud entalpía o contenido calorífico , simbolizada H, que se mide en unidades de energía. DH = Hproductos - Hreactivos Reacción exotérmica. se desprende calor (DH < 0) Reacción endotérmica se absorbe calor (DH > 0)

17 Reacciones Químicas H2O (g) + C(s) CO (g) + H2(g) DH = +131,2 kJ
Aspectos energéticos La descripción completa de una reacción química contiene información sobre los cambios energéticos. En estos casos, en la ecuación se agrega: H2O (g) + C(s) CO (g) + H2(g) DH = +131,2 kJ Indicación del estado de agregación de las sustancias El valor numérico y signo de la variación de entalpía. En este caso se trata de una reacción endotérmica.

18 Reacciones Químicas H2O (g) + C(s) CO (g) + H2(g) DH = +131,2 kJ
Aspectos energéticos Ley de Hess: Cuando una reacción puede expresarse como la suma algebraica de otras dos o más reacciones, la variación entálpica es igual a la suma algebraica de las variaciones de cada reacción. H2O (g) + C(s) CO (g) + H2(g) DH = +131,2 kJ CO (g) + ½ O2(g) CO2 (g) DH = -282,6 kJ H2(g) + ½ O2(g) H2O (g) DH = -241,6 kJ C(s) O2(g) CO2 (g) DH = -393kJ

19 Reacciones Químicas H2(g) + ½ O2(g) H2O (g) DH = -241,6 kJ
Equilibrio Químico Muchas reacciones químicas son reversibles. Esto quiere decir que los productos de la reacción pueden reaccionar entre sí, llevando la reacción “marcha atrás”. Por ejemplo: El hidrógeno arde rápidamente en oxígeno formando agua H2(g) + ½ O2(g) H2O (g) DH = -241,6 kJ Pero si se calienta a alta temperatura el vapor de agua… H2O (g) H2(g) + ½ O2(g) DH = +241,6 kJ

20 Es un equilibrio DINÁMICO
Reacciones Químicas Equilibrio Químico En realidad, ambas reacciones siempre están ocurriendo simultáneamente, pero a temperaturas bajas, la descomposición del agua es imperceptible. Para representar esta situación: H2(g) + ½ O2(g) H2O (g) Lo que ocurre en el equilibrio es que ambas reacciones ocurren a la misma velocidad. Y se alcanza, forzosamente, el equilibrio porque la velocidad de una reacción química aumenta con la concentración de los reactivos. Es un equilibrio DINÁMICO

21 Reacciones Químicas Equilibrio Químico aA + bB cC +dD
Dada una reacción química: aA + bB cC +dD puede determinarse el valor de un parámetro, llamado constante de equilibrio K, (que es función de la temperatura), tal que: Ley de Acción de Masas Donde los valores entre corchetes son las concentraciones de cada especie química, expresada en moles/litro. La Ley de Acción de Masas implica que puede desplazarse el equilibrio, según convenga, actuando sobre las concentraciones de reactivos y productos.

22 Reacciones Químicas H2O (g) H2(g) + ½ O2(g) DH = +241,6 kJ
Equilibrio Químico Principio de Le Chatelier “Si se impone una modificación a un sistema en equilibrio, se originan procesos cuya tendencia es contrarrestar la modificación.” Por ejemplo: H2O (g) H2(g) + ½ O2(g) DH = +241,6 kJ Discutamos qué pasa si al sistema en equilibrio: Le inyectamos vapor de agua (o eliminamos agua por algún proceso paralelo) Le inyectamos hidrógeno u oxígeno (o los eliminamos) Aumentamos (o disminuimos) la presión total Aumentamos (o disminuimos) la temperatura

23 Reacciones Químicas Equilibrio Químico Por último…
Sabemos que los sistemas tienden espontáneamente al equilibrio Sin embargo… Si mezclamos oxígeno e hidrógeno a temperatura ambiente, el sistema permanece, aparentemente, sin evolución, lejos del equilibrio (muchas moléculas de agua). La pregunta pertinente es: ¿En cuánto tiempo se alcanza el equilibrio? Lo que ocurre es que para que se forme una molécula de agua, las moléculas de oxígeno e hidrógeno deben encontrarse (chocar) con una cierta energía mínima… Y, a temperatura ambiente, hay pocas de estas moléculas. Hace falta una cierta energía de activación (por ejemplo una chispa) o la presencia de sustancias, que se llaman catalizadores, para que la reacción se desarrolle rápidamente. Esto lo estudia la Cinética Química