Reacciones Químicas Sergio Casas-Cordero E. Profesor de Química.

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1 Reacciones Químicas Sergio Casas-Cordero E. Profesor de Química

2 Evidencia de las reacciones químicas
Cambio físico – la composición química de una sustancia permanece constante. Fundir hielo Cambio químico – la composición química de una sustancia cambia. Oxidación del Hierro Reacción química – ocurre reordenamiento de átomos; se rompen enlaces y se forman nuevos enlaces. Prof. S. Casas-Cordero E.

3 Observaciones que evidencian una reacción química:
Cuando: Se produce un gas. Se produce un sólido insoluble. Se observa un cambio de color permanentemente. Se observa transferencia de calor. Exotérmico – se libera calor. Endotérmico – se absorbe calor. Prof. S. Casas-Cordero E.

4 Reacción química: rearreglo de átomos.
Prof. S. Casas-Cordero E.

5 La Ecuación Química Representa de modo escrito a una reacción química.
Las sustancias iniciales se denominan Reactantes o Reactivos. Las sustancias finales se conocen como Productos. Prof. S. Casas-Cordero E.

6 Escribiendo Ecuaciones Químicas
Ecuación química: 2A B2 → AB Flecha: produce coeficiente reactivos productos catalizador condiciones subíndice Temperatura, presión, solventes Prof. S. Casas-Cordero E.

7 Representaciones: La flecha: Indica lo que se produce.
Catalizador: Sustancia que acelera o retarda la velocidad de la reacción. No es un reactante, ya que no se consume ni se altera. Coeficientes: Son números enteros y sencillos que se escriben a la izquierda de la fórmula. Sirven para balancear la ecuación. Subíndice: son los números pequeños que indican el número de átomos de cada clase que hay en la fórmula química. Prof. S. Casas-Cordero E.

8 2 HCl(ac) + Na2CO3(s)  H2O (l) + CO2(g) + 2 NaCl(ac)
Estado físico 2 HCl(ac) + Na2CO3(s)  H2O (l) + CO2(g) + 2 NaCl(ac) s: sólido g: gas l: líquido ac: disuelto en agua Prof. S. Casas-Cordero E.

9 Ley de conservación de la masa
La masa total de todas las sustancias presentes es la misma antes y después de llevarse a cabo la reacción química. Prof. S. Casas-Cordero E.

10 BALANCE DE ECUACIONES Todas las reacciones químicas cumplen fielmente dos importantes leyes de la Química; la Ley de Lavoisier (conservación de la masa) y la Ley de Proust (proporciones definidas). El balance de la ecuación se hace para satisfacer la primera ley. El procedimiento puede ser por simple “tanteo o intuición” deducir cuáles son los coeficientes más apropiados o bien se puede aplicar un procedimiento “matemático” Prof. S. Casas-Cordero E.

11 Ejemplo: N H NH3 Prof. S. Casas-Cordero E.

12 Por tanteo: Hay 2 N en la izquierda. Para que hayan 2 N en el lado derecho, colocar el coeficiente 2 al NH3: N H NH3 Ahora hay dos moléculas de NH3 y 2x3 = 6 H del lado derecho. Poner coeficiente 3 al H2. La ecuación ahora está balanceada. N H NH3 Prof. S. Casas-Cordero E.

13 Conteo de los átomos N2 + 3 H2  2 NH3 N2 + H2  NH3 átomo izquierda
derecha N 1x2 = 2 2x1 = 2 H 3x2 = 6 2x3 = 6 Prof. S. Casas-Cordero E.

14 Izquierda derecha Prof. S. Casas-Cordero E.

15 ¿Qué significa esta ecuación? N2 + 3 H2  2 NH3
3 moléculas de hidrógeno (con 2 átomos) para formar: 2 moléculas de amoníaco ( Cada molécula contiene 1 átomo de N y 3 átomos de H) 1 molécula de nitrógeno (con 2 átomos) reacciona con 3 moles de hidrógeno (H2) para formar: 1 mol de nitrógeno (N2) reacciona con 2 moles de amoníaco (NH3) Prof. S. Casas-Cordero E.

16 Moléculas diatómicas Siete elementos existen naturalmente como moléculas diatómicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, y I2 Prof. S. Casas-Cordero E.

17 MÉTODO MATEMÁTICO PARA EL BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS:
1. Asignar a cada coeficiente desconocido una letra. 2. Hacer una lista con los elementos presentes en los reactantes y construir ecuaciones matemáticas con las letras propuestas en el paso 1, para cada elemento. 3. Proponer el valor más simple (generalmente 1) a una de las letras y resolver el sistema de ecuaciones. Prof. S. Casas-Cordero E.

18 Ejemplo: “El cobre reacciona con el ácido nítrico formando nitrato cúprico, dióxido de nitrógeno y agua”. ver video Prof. S. Casas-Cordero E.

19 Prof. S. Casas-Cordero E.

20 Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + H2O + NO2 Paso 1: asignamos letras;
a Cu + b HNO3  c Cu(NO3)2 + d H2O + e NO2 Paso 2 : lista de los elementos de los reactantes; Cu: ecuación 1 a = c H : ecuación 2 b = 2d N : ecuación 3 b = 2c + e O : ecuación 4 3b = 6c + d + 2e Paso 3 : resolver el sistema de ecuaciones Prof. S. Casas-Cordero E.

21 Sea a = 1, entonces de ecuación 1, la letra c = 1
Multiplicando la ecuación 3 por 3 y luego igualando la ecuación 4 con la nueva ecuación 3; ecuación 4 = nueva ecuación 3 3b = 6c + d + 2e = 6c + 3e , se obtiene; d = e Igualando la ecuación 2 con la ecuación 3 y reemplazando d = e; b = 2d = 2c + e = 2e, se obtiene; e = 2c, es decir: e = 2 Luego, d = 2 , y b = 4. Prof. S. Casas-Cordero E.

22 Finalmente la ecuación química balanceada será;
1 Cu + 4 HNO3  1 Cu(NO3) H2O + 2 NO2 Cu + 4 HNO3  Cu(NO3) H2O + 2 NO2 Prof. S. Casas-Cordero E.

23 Tipos de reacciones químicas
Reacción de Combinación (Síntesis): A + Z  AZ Reacción de Descomposición (Análisis): AZ  A + Z Reacción de Simple Desplazamiento : A + BZ  AZ + B Reacción de Doble Desplazamiento (Metátesis): AX + BZ  AZ + BX Reacción de Neutralización: HX + BOH  BX + HOH Prof. S. Casas-Cordero E.

24 Simple Desplazamiento
Combinación Descomposición Simple Desplazamiento Doble Desplazamiento Prof. S. Casas-Cordero E.

25 Combinación Elementos o compuestos se combinan para formar un compuesto: 2H2 + O H2O elemento + elemento compuesto Prof. S. Casas-Cordero E.

26 Descomposición 2H2O 2H2 + O2 Un compuesto se descompone en partes:
compuesto elemento + elemento Prof. S. Casas-Cordero E.

27 Simple Desplazamiento
Un elemento desplaza a otro elemento en un compuesto: Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 elemento + compuesto compuesto + elemento Prof. S. Casas-Cordero E.

28 Doble Desplazamiento H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
Hay un intercambio entre elementos de dos compuestos: H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O compuesto + compuesto compuesto + compuesto Prof. S. Casas-Cordero E.

29 Ejercicios: Identifique el tipo de cada una de las siguientes reacciones: 1. Zn(s) + CuSO4(ac)  ZnSO4(ac) + Cu(s) 2. 2 Sr(s) + O2(g)  2 SrO(s) 3. Cd(HCO3)2(s)  CdCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) 4. H3PO4(ac) + 3 NaOH(ac)  Na3PO4(ac) + 3 H2O(l) 5. AgNO3(ac) + KCl(ac)  AgCl(s) + KNO3(ac) Prof. S. Casas-Cordero E.

30 Respuesta del ejercicio anterior:
Simple Desplazamiento Combinación Descomposición Neutralización Doble Desplazamiento Prof. S. Casas-Cordero E.

31 Cantidad de Sustancia (n):
Es el número de partículas que está contenida en una porción de materia. Estas partículas o Entidades Elementales (EE), pueden ser átomos, moléculas, iones, etc. La unidad de medida de la Cantidad de sustancia es el mol. Un mol contiene 6,02x1023 EE (Número de Avogadro) NA = 6,02x1023 EE/mol Prof. S. Casas-Cordero E.

32 Seiscientos dos mil trillones de partículas
NA = 6,02x1023 EE/mol ¿cómo se lee esta cifra? Un mol = ,0 de EE mil trillón millón billón Seiscientos dos mil trillones de partículas Prof. S. Casas-Cordero E.

33 Masa Molar (MM): Corresponde a la masa en gramos de un mol de sustancia. Para los elementos químicos, se han medido en referencia al isótopo más abundante del Carbono; el C-12. Un mol de átomos de C-12, equivale a 12,0000 g. La masa molar de un mol de átomos de cualquier elemento, se conoce también como Peso atómico, PA. Prof. S. Casas-Cordero E.

34 Masa Molar: Suma de los pesos atómicos de todos los átomos presentes en la molécula. Ejemplo: Cálculo del Masa Molar del sulfato férrico, Fe2(SO4)3. 2 x PA (Fe) = 2 x 55,8 = 111,6 3 x PA (S) = 3 x 32,1 = 96,3 12 x PA (O) = 12 x 16,0 = 192,0 Masa Molar = 399,9 g/mol Prof. S. Casas-Cordero E.

35 ¿Cuál es la masa molar del 2,3-dimetilpentano?
FM: C7H16 MM: 7x 12 g/mol + 16x1 g/mol = 100 g/mol Prof. S. Casas-Cordero E.

36 Ca(OH)2 Mg(NO3)2 Ejercicios Determine la Masa Molar de: 1 Ca
1 x g = 40 g 2 O 2 x 16 g = 32 g 2 H 2 x 1 g = 2 g Total 74 g/mol Ca(OH)2 1 Mg 1 x 24.3 g = 24.3 g 2 N 2 x 14 g = 28 g 6 O 6 x 16 g = 96 g Total 148.3 g/mol Mg(NO3)2 Prof. S. Casas-Cordero E.

37 Cálculos de masa, moles y EE:
Para todo los procesos de cálculos, se aplican proporciones. Ej.: Si la MM del NaOH es 40 g/mol, ¿Cuántos moles se tendrá en 85 g del compuesto? Prof. S. Casas-Cordero E.

38 Solución: Prof. S. Casas-Cordero E.

39 Otro Ej.: Si la MM del Ca3(PO4)2 es 310 g/mol, calcular la masa en gramos de 0.72 moles de Ca3(PO4)2
Solución: Prof. S. Casas-Cordero E.

40 Solución: Prof. S. Casas-Cordero E.

41 Desde masa a Número de moléculas:
Si la MM del CO2 es 44 g/mol, calcular el número de moléculas que hay en 24.5 g de CO2 resolviendo paso a paso: Prof. S. Casas-Cordero E.

42 Prof. S. Casas-Cordero E.

43 Cálculo completo: Prof. S. Casas-Cordero E.

44 Estequiometría El término estequiometría se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas. Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química, y se tiene la ecuación química balanceada, se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y productos. Prof. S. Casas-Cordero E.

45 Estas cantidades pueden darse en moles, masa (gramos) o volúmenes (litros).
Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria. Prof. S. Casas-Cordero E.

46 Método de la relación molar
Se conocen varios métodos para resolver problemas estequiométricos, uno es el método molar o de la relación molar. La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción: 2H2 + O2  2H2O Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son: Prof. S. Casas-Cordero E.

47 La relación molar es un factor de conversión cuyo fín es convertir, en una reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles de otra sustancia. Ej.: Calcular la cantidad de moles de H2O que se pueden obtener a partir de 4.0 mol de O2 usaremos la relación molar Prof. S. Casas-Cordero E.

48 Cálculos Estequiométricos
A partir de la reacción anterior, en la que reacciona el hidrógeno más oxígeno para formar agua: 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) ¿Cuántos moles y cuántos gramos de H2O se formarán a partir de 3 moles de H2? Para responder a esta pregunta, se inicia el procedimiento poniendo la cantidad dada por el problema, es decir 3 moles de H2. Prof. S. Casas-Cordero E.

49 Convirtiendo los moles de H2 en moles de H2O:
Convirtiendo los moles de H2O en masa de H2O: También se puede convertir los moles de H2 directamente en masa de H2O: Prof. S. Casas-Cordero E.

50 Otro Ejemplo, considerando los datos:
Cu + 4 HNO3  Cu(NO3) H2O + 2 NO2 ¿Qué masa en gramos de Cobre, deberá reaccionar con 100 g de ácido Nítrico, HNO3? Prof. S. Casas-Cordero E.

51 Se deben emplear los siguientes datos:
¿Qué masa en gramos de Cu(NO3)2 y de NO2 se obtendrá desde los 25,2 g de Cu? Se deben emplear los siguientes datos: Primero calculamos la masa de Cu(NO3)2: Ahora calculamos la masa de NO2: Prof. S. Casas-Cordero E.

52 margen de error por aproximación
¿Qué masa en gramos de Cu(NO3)2 y de NO2 se obtendrá desde los 25,2 g de Cu? Resolviéndolo mediante “regla de tres”: Con el PA del Cobre, calculamos los moles: 1 mol de Cu X = 0,397 mol de Cu 63,5 g de Cu X ≈ 0,4 mol de Cu x de Cu 25,2 g de Cu Con la ecuación balanceada, calculamos los moles de Cu(NO3)2: 1 mol de Cu 1 mol de Cu(NO3)2 X = 0,4 mol de Cu(NO3)2 0,4 mol de Cu X de Cu(NO3)2 Con la MM del Cu(NO3)2, calculamos la masa: margen de error por aproximación 1 mol de Cu(NO3)2 187,5 g de Cu(NO3)2 X = 75,0 g de Cu(NO3)2 0,4 mol de Cu(NO3)2 x de Cu(NO3)2 Prof. S. Casas-Cordero E.

53 Prof. S. Casas-Cordero E.