Reacciones Químicas Repaso 1º B.

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1 Reacciones Químicas Repaso 1º B

2 Moléculas diatómicas Siete elementos existen naturalmente como moléculas diatómicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, y I2

3 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 – las sustancias sufren un cambio químico y forman nuevas sustancias.

4 Un cambio químico se lleva a cabo cuando:
Se produce un gas. Se produce un sólido insoluble. Se observa un cambio de color permanentemente. Se observa un cambio de calor. Exotérmico – se libera calor. Endotérmico – se absorbe calor.

5 Escribiendo ecuaciones químicas
Ecuación química: 2A + B AB Flecha: produce coeficiente reactivos catalizador condiciones subíndice productos Temperatura, presión, solventes Catalizador – sustancia que acelera la velocidad de reacción sin consumirse o alterarse permamentemente.

6 Símbolos utilizados en las ecuaciones
C3H8 + O CO2 + H2O (g) Símbolos utilizados en las ecuaciones Símbolo Significado + Separa dos o mas reactivos o productos Separa reactivos de productos (s) Indica el estado sólido (l) Indica el estado líquido (g) Indica el estado gaseoso (ac) Identifica la solución en agua. Subíndices: indican el número de átomos de cada clase que hay en la fórmula química. NUNCA SE PUEDEN MODIFICAR PARA AJUSTAR

7 ¿Sólido, líquido o gas?

8 Reacciones en disolución
La mayor parte de las reacciones de nuestro interés tienen lugar en medios acuosos. El agua es un disolvente polar que actúa sobre los compuestos iónicos o compuestos covalentes polares produciendo su ionización total o parcial (equilibrio de disociación)

9 Reacciones Químicas Síntesis Formación Descomposición
Algunos tipos de reacciones químicas Síntesis Formación Descomposición Desplazamiento simple Desplazamiento doble Combustión

10 Existen diferentes criterios para clasificar una misma reacción
Es una reacción de Descomposición Oxidación-reducción 2H2O (l) H2 (g) + O2 (g)

11 + A + B AB 2Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s) Tipos de reacciones químicas
Síntesis A + B AB 2Na (s) + Cl2 (g) NaCl (s) + Un caso particular de reacciones de síntesis son las denominadas REACCIONES DE FORMACIÓN

12 Descomposición 2H2O (l) 2H2 (g) + O2 (g)
Electrolisis: Proceso que utiliza energía eléctrica para provocar una reacción química

13 Combustión C (s) + O2(g) CO2 (g) 2H 2 (g) + O2(g) 2H2O (g)
Sustancia + Oxigeno Sustancia + ENERGíA C (s) + O2(g) CO2 (g) 2H 2 (g) + O2(g) H2O (g) C3H8 + O CO2 + H2O Reactivos Productos (g) (g) (g) (g)

14 Desplazamiento simple
A + BX AX + B Mg (s) + Cu2SO4 (s) MgSO4(s) + Cu (s) + + Más adelante veremos que esta reacción es de oxidación-reducción

15 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) 2NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)
Desplazamiento Doble AC + BX AX + BC 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)

16 Explicación cinético-molecular de la reacción química
Durante la reacción unos enlaces se rompen y otros se forman Para que se produzca la reacción química se tienen que producir dos hechos fundamentales : 1.-Los átomos tienen que chocar con suficiente energía. 2.-La orientación del choque de los átomos ha de ser efectiva. Es decir la orientación del choque ha de ser la adecuada. I2 + H HI choque efectivo choque no efectivo

17 Principio de conservación de la masa.
Debido a los estudios de Lavoisier. Que estableció dicho principio en el año 1877. “En un sistema aislado ,en el que no entra ni sale materia ,la masa de las sustancias iniciales es idéntica a la masa de las sustancias finales, aunque dichas sustancias sean diferentes”. mreactivos = mproductos. IK Pb(NO3) PbI2 + KNO3

18 Principio de conservación de la masa
IK Pb(NO3) PbI2 + KNO3

19 El número de átomos de cada elemento en los reactivos debe ser igual al que existe en los productos
Esto nos obliga a realizar un ajuste de la ecuación química para que el número de átomos de cada elemento en los reactivos sea igual al que existe en los productos.

20 Vídeo. (pinchar en imagen o icono de vídeo).

21 Representación gráfica de reacciones químicas.
Las reacciones químicas pueden ser representadas mediante los modelos moleculares. Dibujando los átomos como si fueran esferas y construyendo así las moléculas de las sustancias que intervienen en una reacción. Utilizando los modelos moleculares podemos entender mejor la conservación de la materia en las reacciones químicas, puesto que el número de esferas de cada clase debe ser el mismo en las sustancias iniciales y en las finales, es decir, en los reactivos y en los productos.

22 Representación gráfica de reacciones químicas
H2 + O2  H2O La representación anterior no cumple el principio de conservación de la masa.!!!

23 2 H2 + O2  2 H2O La representación anterior si cumple el principio de conservación de la masa.!!!

24 Reacción de COMBUSTIÓN
En las reacciones de combustión, el combustible y el oxígeno desaparecen apareciendo otras sustancias nuevas como las que forman la cenizas (si quedan),humos y gases invisibles . Combustible(C,H,O) + O CO2 +H2O Son muy exotérmicas

25 Reacción de COMBUSTIÓN.
Etanol Carbón Butano Propano O CO2 +H2O Gasolina Madera Plásticos …………

26 Ejemplo:Combustión de la gasolina.
¿En qué se transforma la gasolina una vez es consumida?. ¿Cuáles son los reactivos y los productos de dicha combustión?. La masa de dichos productos,¿es igual a la masa de los reactivos?.

27 ¿Como ajustar una reacción de combustión?
C2H O CO2 + H2O 1º.-Ajustamos el carbono, a continuación el hidrógeno y el último el oxígeno. !!ojo!!.Frecuentemente aparecen coeficientes fraccionarios.

28 Ajuste y representación de la reacción
C2H /2 O CO H2O 2 C2H O CO2 +6H2O

29 Energía de las reacciones
Durante el transcurso de una reacción siempre se produce en mayor o menor medida, un desprendimiento o una absorción de energía. Así clasificamos las reacciones en: EXOTÉRMICAS: Aquellas en las que se desprende calor. Aunque en un principio haya que suministrar una mínima cantidad de calor. ENDOTÉRMICAS: Aquellas en las que se absorbe calor.

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31 EL MOL Es la unidad internacional adoptada de CANTIDAD DE MATERIA.
ES LA CANTIDAD DE MATERIA QUE POSEE PARTÍCULAS. (N partículas) EJ: 1 MOL DE Cu átomos de Cu 1 MOL DE CO moléculas de CO2

32 EL MOL La masa de un mol de átomos de cobre es de 63.5 g porque la masa atómica del cobre es 63.5. La masa de un mol de moléculas de agua,H2O es 18 g porque la masa molecular de agua es 18. MASA MOLAR Es la masa de un mol . Su unidad es el g/mol. M= masa(g)/nºmoles.

33 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles)
Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles) 2 CO + O2 2 CO2 2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2 20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO 6,02 · 1023 moléculas de O2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2 2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

34 Estado gaseoso

35 ESTEQUIOMETRÍA VOLUMÉTRICA.
Ley de los volúmenes de combinación Los volúmenes de gases que reaccionan entre sí, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en relación de números enteros sencillos Ley de Gay-Lussac Ley de Avogadro Ecuación de los gases ideales Manteniendo constante la presión, todos los gases se dilatan igual con el aumento de temperatura (V1/T1 = V2/T2 ) En condiciones iguales de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de moléculas pV = nRT Ley de las presiones parciales En una mezcla de gases, cada uno ejerce una presión parcial (pi) igual a la que ejercería si ocupase el sólo el volumen total. Además, la presión parcial de cada gas es directamente proporcional a su fracción molar (pi = pT ni/nT). La presión total es la suma de las presiones parciales (pT = p1 + p2 + p3 + …)

36 Aplicación al cálculo del volumen molar en distintas condiciones
Qué volumen ocupa un mol de una sustancia gaseosa: a) En condiciones normales (1 atmósfera de presión y 0 C de temperatura) b) A 10 atmósferas de presión y 25 C a) Cálculo del volumen molar en condiciones normales  b) Cálculo del volumen molar a 10 atmósferas de presión y 25 C 

37 CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
1º Escribir y ajustar la ecuación química (tendremos la proporción en moles) 2º Escribir debajo de cada sustancia qué se pide y qué se da. 3º Pasar los datos a moles para poder utilizar la proporción estequiométrica

38 CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Escribir y ajustar la ecuación química (tendremos la proporción en moles) Atención a la formulación Escribir debajo de cada sustancia qué se pide y qué se da. Siempre se deben pasar los datos a moles para poder utilizar la proporción estequiométrica Masa: utilizando la masa molecular Volumen (líquido): 1º se calcula la masa con la densidad Volumen gases (P y T) con la ecuación de estado de los gases P.V = n.R.T En C.N. (0ºC y 1 atm) 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros Volumen disoluciones (+ molaridad) Molessoluto = volumendisolución. Molaridad

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40 CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.
Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas reactivo en exceso reactivo limitante queda parte sin reaccionar se consume completamente El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar

41 CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN
En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos

42 CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN
Relación entre la cantidad de soluto y de disolvente contenidos en una disolución Porcentaje en masa Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución % masa = g soluto g disolución x 100 Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución Molaridad M = moles de soluto litros de disolución Relaciona los moles de un componente y los moles totales Fracción molar Xi = ni nT

43 REACTIVOS CON IMPUREZAS
Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las cantidades existentes de sustancia pura

44 RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química

45 CÁLCULOS EN REACCIONES SUCESIVAS
En reacciones sucesivas, el producto de la 1ª puede ser el reactivo de la 2ª, estableciéndose las sucesivas proporciones estequiométricas, en las que el resultado de la 1ª es dato de la 2ª

46 Problema La gasolina es una mezcla de hidrocarburos. Su combustión produce C02(g) y H20 (1). Suponiendo que la gasolina estuviese formada únicamente por el hidrocarburo de fórmula C8H18 (octano). Se pide: El volumen de aire medido a 25ºC y 755 mm Hg que se necesita para quemar la gasolina contenida en el depósito de un automóvil de 60 l. El volumen de C02 producido en la reacción según las condiciones del apartado anterior. El calor desprendido en dicha combustión si el calor de combustión del n-octano es 1308 Kcal/mol. Expresa el resultado en unidades del S.I. Indicar cuáles son los problemas medioambientales asociados al uso de los combustibles fósiles Datos: % en volumen de oxígeno en el aire: 21%, densidad del octano: 0,8 g/ml.

47 V= 30968,6 litros de O2 se necesitan
La gasolina es una mezcla de hidrocarburos. Su combustión produce C02(g) y H20 (1). Suponiendo que la gasolina estuviese formada únicamente por el hidrocarburo de fórmula C8H18 (octano). Se pide: El volumen de aire medido a 25ºC y 755 mm Hg que se necesita para quemar la gasolina contenida en el depósito de 60 litros de un automóvil. El volumen de C02 producido en la reacción según las condiciones del apartado anterior. Datos: % en volumen de oxígeno en el aire: 21%, densidad del octano: 0,8 g/ml. C8H18 (l) + 25/2 O CO2 + 9 H2O T= 25ºC= 298 K V= 30968,6 litros de O2 se necesitan P.V = n.R.T

48 V= 398731,3 litros de CO2 se desprenden
La gasolina es una mezcla de hidrocarburos. Su combustión produce C02(g) y H20 (1). Suponiendo que la gasolina estuviese formada únicamente por el hidrocarburo de fórmula C8H18 (octano). Se pide: El volumen de aire medido a 25ºC y 755 mm Hg que se necesita para quemar la gasolina contenida en el depósito de 60 litros de un automóvil. El volumen de C02 producido en la reacción según las condiciones del apartado anterior. Datos: % en volumen de oxígeno en el aire: 21%, densidad del octano: 0,8 g/ml. C8H18 (l) + 25/2 O CO2 + 9 H2O T= 25ºC= 298 K V= ,3 litros de CO2 se desprenden P.V = n.R.T

49 La gasolina es una mezcla de hidrocarburos
La gasolina es una mezcla de hidrocarburos. Su combustión produce C02(g) y H20 (1). Suponiendo que la gasolina estuviese formada únicamente por el hidrocarburo de fórmula C8H18 (octano). Se pide: El calor desprendido en dicha combustión si el calor de combustión del n-octano es 1308 Kcal/mol. Expresa el resultado en unidades del S.I. Indicar cuáles son los problemas medioambientales asociados al uso de los combustibles fósiles Según el dato del calor de combustión, sabemos que se desprenden 1308 Kcal por cada mol de octano quemado. Por tanto para saber el calor total desprendido debemos saber los moles de octano que hay en el depósito

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51 El eteno, también llamado etileno, se puede obtener mediante hidrogenación del acetileno o etino.
Escribe la ecuación química correspondiente. ¿Qué volumen de hidrógeno medido en C.N. reaccionará con 10,4 g. de acetileno? Si un químico obtuvo 18,0 g. de etano, ¿qué volúmenes de hidrógeno y acetileno utilizó? Masas atómicas: C=12; H=1 uma R: a) 17.9 l. b) l de C2H2 y l de H2)

52 La reacción que tiene lugar es:
C2H2(g) + H2(g)  C2H4(g)