1 REACCIONES QUIMICAS ESTEQUIOMETRIA

2 CAMBIO FÍSICO Y CAMBIO QUÍMICO. n CAMBIO FÍSICO: es aquél que tiene lugar sin transformación de materia. Cuando se conserva la sustancia original. –Ejemplos: cualquiera de los cambios de estado y también patear una pelota, romper una hoja de papel. En todos los casos, encontraremos que hasta podría cambiar la forma, como cuando rompemos el papel, pero la sustancia se conserva, seguimos teniendo papel. n CAMBIO QUÍMICO: es aquél que tiene lugar con transformación de materia. Cuando no se conserva la sustancia original. –Ejemplos: cuando quemamos un papel, cuando respiramos, y en cualquier reacción química. En todos los casos, encontraremos que las sustancias originales han cambiado, puesto que en estos fenómenos es imposible conservarlas.

3 ¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química? Cuando al poner en contacto dos o más sustancias: n Se forma un precipitado n Se desprenden gases n Cambia de color n Se desprende o absorbe energía (calor) n Se percibe un “olor”, etcétera

4 Su representación gráfica + 

5 Pero, ¿qué es una reacción química? n Una reacción química consiste en la “ruptura de enlaces químicos” entre los átomos de los reactivos y la “formación de nuevos enlaces” que originan nuevas sustancias químicas, con liberación o absorción de energía. n En toda reacción química la masa se conserva, es decir permanece constante

6 n Procesos en los que cambia la naturaleza de una o más sustancias (Reactivos), formándose otras nuevas (Productos). Reactivos Productos OJO! Cambios de estado NO son reacciones químicas. Ecuación Química

7 Las R.Q tienen un sentido o dirección. Según ésto pueden ser:  Irreversibles: La flecha apunta hacia la derecha. C (s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  Reversibles: La flecha apunta en los dos sentidos. Los productos formados reaccionan regenerando las sustancias originales. H 2 (g) + CO 2 (g) H 2 O (g) + CO (g)

8 Símbolos usados en una ecuación química: n + se usa entre dos fórmulas para indicar la presencia de varios reactivos o de varios productos. n  se llama “flecha de reacción” y separa los reactivos de los productos. Indica que la combinación de los reactivos “produce”.

9 Símbolos usados en una ecuación química: n  la flecha hacia arriba indica que se desprende un gas. n (s) indica que la sustancia se encuentra en estado sólido. n (l) indica que la sustancia se encuentra en estado líquido. n (g) indica que la sustancia se encuentra en estado gaseoso.  la flecha con una “Ǿ” o la palabra calor encima indica que la reacción requiere energía térmica para llevarse a cabo. n Cualquier “signo” que se ponga encima de la flecha, nos indica que se requiere de este para que la reacción ocurra. n (aq) indica que el reactivo o el producto se encuentra en solución acuosa.

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

11 La ecuación química permite establecer relaciones cuantitativas entre reactivos y productos y debe estar BALANCEADA, IGUALADA O EQUILIBRADA. Para esto se anteponen coeficientes numéricos a elementos o compuestos, para igualar el número de átomos de cada elemento en ambos miembros. Muchas ecuaciones químicas se balancean por simple inspección, usando el método de tanteo (prueba y error).

12 Ajuste de reacciones. Formación del agua. n A los números que hemos añadido para ajustar la ecuación se les llama coeficientes estequiométricos. n 2 H 2 + O 2 2 H 2 O nº de átomos en la molécula. coeficiente estequiométrico(nº de moléculas) n “ las ecuaciones químicas son las representaciones simbólicas de las reacciones reales. En ellas, el número de átomos de cada elemento es el mismo en las sustancias iniciales y en las finales.”

13 Ejemplo de reacción química: Por cada molécula de oxígeno que reacciona son necesarias dos de hidrógeno para formar 2 moléculas de agua. Esto se expresa mediante la ecuación química: O 2 (g) + 2 H 2 (g)  2 H 2 O (g)

14 Balance de ecuaciones 1) Escribir la ecuación no igualada con símbolos y/o fórmulas correctas de reactivos y productos. 2) Igualar la ecuación ajustando los coeficientes que preceden las fórmulas y/o símbolos. Ej) C2H4 + 3 O2  2 CO2 + 2 H2O 2 átomos de C 4 átomos de H 6 átomos de O

15 METODO ALGEBRAICO 1) Se anteponen letras frente a cada elemento o compuesto. 2) Se plantea una ecuación matemática para cada elemento. 3) Se asigna un valor “arbitrario“ a una de las variables 4) Se despeja el resto de las variables 5) Si esto último no es posible se deducen otras ecuaciones a partir de las ya planteadas 6) El conjunto final de resultados debe contener sólo números enteros lo más pequeños posibles.

16 Ajuste y representación de la reacción C 2 H 6 + 7/2 O 2 2CO 2 +3 H 2 O Para poder representarla,eliminamos el coeficiente fraccionario, multiplicando por dos la ecuación: 2 C 2 H O 2 4CO 2 +6H 2 O + +

17 Relación en moles Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2 moléculas de CO1 molécula de O 2 2 moléculas de CO 2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos 2CO + O2O2 2CO 2 20 moléculas de CO10 molécula de O 2 20 moléculas de CO 2 2 · 6,02 · moléculas de CO 6,02 · moléculas de O 2 2 · 6,02 · moléculas de CO 2 2 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de CO 2

18 Escala en moles. n Ejemplo: CH 4 +2 O 2 CO H 2 O 1 molécula de CH 4 generan 2 moléculas de H 2 O moléculas de CH 4 generan 2x moléculas de H 2 O. 1 mol de CH 4 genera 2 moles de H 2 O

19 1 mol de N 2 3 moles de H 2 2 moles de NH 3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos Relación en masas A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos N2N2 + 3H23H2 2NH 3 Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H 2 = 2,02 u; N 2 = 28,02 u; NH 3 = 17,04 u 28,02 g de N 2 3 · 2,02 = 6,06 g de H 2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH 3

20 + Si en la reacción intervienen gases en C.N.P.T de presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos 2H22H2 + O2O2 2H2O2H2O Relación en volúmenes 1 mol de O 2 2 moles de H 2 O 2 moles de H 2 22,4 litros de O 2 2 · 22,4 litros de H 2 O2 · 22,4 litros de H 2

21 Es común incluir el estado físico de la sustancia: Cu (s) cobre en fase sólida; H 2 O (l) agua líquida H 2 (g) hidrógeno gaseoso 2 Li (s) + H 2 (g)  2 LiH (s) 2 átomos 1 molécula 2 moléculas 2 moles de átomos 1 mol de moléculas 2 moles de moléculas 13.8 g 2.0 g 15.8 g 2x(6.02x10 23 ) átomos 6.02x10 23 moléculas 2x(6.02x10 23 ) moléculas 22.4 L (C.N.T.P)

22 Cálculos estequiométricos. En una reacción química las proporciones se cumplen molécula a molécula,átomo a átomo y mol a mol. 2Fe + O 2 2FeO 2 moles de hierro,y un mol de oxígeno dan 2 moles de oxido de Fe.

23 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno. A partir de 5 gr KClO3, calcular a)¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen, 2 KClO KCl 3 O 2 2 moles de KCl3 mol de O 2 2 moles de KClO 3 74,45 x2 = 148,9g de KCl 96 g de O 2 122,45 g x2 = 244,9g de KClO 3 X g de O 2 a) 1000 g de KClO 3 244,9 g de KClO 3 96 g O 2 = X = = 1,96 g de O 2 5 g de KClO 3 X g O 2 5 · ,9 CÁLCULOS CON MASAS Suma masa de los reactivos = suma masa de los productos 244,9 = 148,9 + 96

24 Ej) El cloruro de potasio (KCl) se produce a partir de clorato de potasio (KClO 3 ) según la reacción no balanceada: KClO 3 (s)  KCl (s) + O 2 (g) Si se descomponen totalmente 5 g de KClO 3 calcule: a) Cuántos gramos de oxígeno se obtienen b) masa de KCl formados c) número de moles de KClO 3 descompuestos. e) moles de O 2 formados f) volumen (en L) de O 2 obtenidos en C.N.P.T g) volumen (en L) de O 2 a 748 mm Hg y 37ºC h) moléculas de KCl formadas i) átomos presentes en el O 2 formado d) número de moles de KCl formados.

25 Ej) ¿Qué masa de hidróxido de sodio se requiere para producir 250 g de sulfato de sodio de acuerdo a la reacción no balanceada? H 2 SO NaOH  Na 2 SO H 2 O ácido sulfúricohidróxido de sodiosulfato de sodioagua Ej) ¿Qué masa de carbono reacciona con 500 g de óxido de manganeso (IV) según la reacción no balanceada?. MnO C  Mn + 2 CO

26 Ejercicio de aplicación: En la obtención de agua: n H 2 (g) + O 2 (g)  H 2 O(l) n Se tienen 4.5g de hidrógeno n ¿Qué cantidad* de oxígeno se requiere para que reaccione todo el hidrógeno? n ¿Qué cantidad* de agua se obtendra? *cantidad de sustancia(mol) y en gramos.

27 Ejercicio de aplicación n ¿Cuánto gas se desprenderá si pongo a reaccionar 1.3 moles de bicarbonato de sodio con 3.5 mL de vinagre (5% en volumen), en condiciones de laboratorio (20°C y 586 mmHg)?

28 Ejercicios adicionales n