Carrera: GESTION AMBIENTAL utpl Escuela de Ciencias Biológicas y Ambientales Carrera: GESTION AMBIENTAL Materia: QUÍMICA Docente: Ing. Verónica Cueva Bimestre: II Bimestre Abril – Agosto 2009

utpl REACCIONES QUIMICAS

CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g) Reacciones Químicas “Proceso mediante el cual las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad” CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)

BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS Saber las fórmulas, escribirlas correctamente. Asignar coeficientes. LOS SUBINDICES NO DEBEN SER ALTERADOS Escoger el método adecuado. Subíndices 2 H2O 2 H2 + O2 Coeficientes

Por Tanteo: Útil en reacciones sencillas. Escribir correctamente la ecuación 2. Igualar la ecuación tomando en cuenta el siguiente orden: No metales/Metales/Hidrógeno/Oxígeno 3. Ecuación balanceada K + H2O KOH + H2 2 K + 2 H2O 2 KOH + H2 2 K + 2 H2O 2 KOH + H2    

Oxido-Reducción Oxidación: Perdida de electrones, ganancia de valencia Reducción: Ganancia de electrones, perdida de valencia ESCALA DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN

Repaso de Número de Oxidación 1. El Nº de oxidación de un elemento sin combinar o en estado puro o libre o moléculas diatómicas es cero. 2. El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es 1+ excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es 1- 3. El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2- excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1- Al ; O2 ; 1+      1+ HClO ; KOH ; H2O       1-    1- MgH2 ; LiH    2-       2- CO2 ; Al2O3 ;   H2O      1- K2O2 ; H2O2

Repaso de Número de Oxidación 4. El Nº de oxidación en los elementos Metálicos, es siempre Positivo y numéricamente igual a la carga del ion. 5. El Nº de oxidación de los Halógenos en los Hidrácidos y sus respectivas Sales es 1- en cambio el Nº de oxidación del Azufre en su Hidrácido y respectivas Sales es 2 – 6. El Nº de oxidación de una molécula es CERO: 1+ 2+ 3+ KBr ; MgSO4 ; Al(OH)3    1-   1- HF ; HCl ; HBr ; HI     2-       2-    2- H2S ; Na2S ; FeS 4+ 2- C O2 3+ Fe2 O3

Pasos de igualación Redox Escribir la ecuación de la reacción. Asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados de la ecuación Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen. Colocar el número de electrones cedidos o ganados por cada átomo. Intercambiar los números de electrones (los electrones ganados deben ser igual a los electrones perdidos). Los que se oxidan y se reducen. 6. Igualar la cantidad de átomos en ambos miembros de la ecuación. 7. Balancear por tanteo los elementos que no varían su número de oxidación. 8. Si la ecuación no se puede balancear en el sentido que está propuesta, se invierte la ecuación.

H2O + MnO4 + ClO2- MnO2 + ClO4- + OH- utpl +1 -2 +7 -2 +3 -2 +4 -2 +7 -2 -2 +1 - 2 H2O + MnO4 + ClO2- MnO2 + ClO4- + OH- 4 4 4 3 3 Reduce Oxida Gana 3e- x 1 átomo = 3e- Pierde 4e- x 1 átomo = 4e- AGENTE OXIDANTE: MnO4- ClO AGENTE REDUCTOR: ClO2-

As2S3 + HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4 +3 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +1 +5 -2 +1 -1 +1 +6 -2 As2S3 + HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4 Oxida Pierde 2e- x 2 átomos = 4e- 28e- Oxida Pierde 8e- x 3 átomos = 24e- Reduce Gana 8e- x 1 átomos = 8e- 28 / 4= 7e- 8 / 4= 2e- AGENTE OXIDANTE: HClO4 AGENTE REDUCTOR: As2S3 2As2S3 + 7HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4 12 4 7 6

AGENTE OXIDANTE: es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce AGENTE REDUCTOR: es la sustancia capaz de oxidar a otra, Por lo que ésta se oxida Cl2 + HBr Br2 + HCl 2 -1 Cl2 HCl se reduce - 1 HBr Br2 se oxida AGENTE OXIDANTE: Cl2 AGENTE REDUCTOR: HBr

ALGEBRAICO Reacciones complejas, proceso matemático que implica resolver ecuaciones simples A B C D (NH4)2CO3 à NH3 + CO2 + H2O N:  2A = B C : A = C H:  8A = 3B + 2D O: 3A = 2C + D A =  C 2A=B 3A = 2C + D A = 1 2(1) = B 3(1) = 2(1) + D C =1 2 = B  3 = 2 + D 3 - 2 = D 1 = D                             A:   1 B :  2 C:  1   D: 1 A B C D 1 (NH4)2CO3 à 2 NH3 + 1 CO2 + 1 H2O

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Combustión: Hidrocarburo + O2  CO2 + H2O C (s) + O2(g) CO2 (g) 2H 2 (g) + O2(g) 2H2O (g) CH4(g) + 2O2(g) --------> CO2(g) + H2O(l) C6H12O6 + O2  H2O + CO2

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

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Descomposición: AB  A + B 2H2O (l) 2H2 (g) + O (g)

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Sustitución Simple: A + BC  AC + B Mg (s) + Cu2SO4 (s) MgSO4(s) + Cu (s) + + Sustitución Doble: AB + CD  AD + CB 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) 2NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)

Cálculos con base en ecuaciones químicas utpl Cálculos con base en ecuaciones químicas ESTEQUIOMETRIA

RAZONES MOLARES 2 NO + O2 → NO2 1 2 Paso 1: escriba la reacción utilizando símbolos químicos. Paso 2: ajuste la ecuación química. 2 NO + O2 → NO2 1 2 2 mol NO 1mol O2 2 mol NO 2 mol NO2 1 mol O2 2 mol NO2 1 mol O2 2 mol NO 2 mol NO2 2 mol NO 2 mol NO2 1mol O2

CÁLCULOS DE MOL A MOL 2 H2 + O2 → H2O ¿Cuántos moles de H2O se producen cuando se queman 2,72 moles de H2 en un exceso de O2? 2 H2 + O2 → H2O Utilice el factor estequiométrico o la relación de moles en una ecuación: nH2O = 2,72 mol H2 × = 2,72 mol H2O 2 mol H2O 2 mol H2

CÁLCULOS DE MOL A MOL CH4 + O2 → CO2 + H2O ¿Cuántas moles de H2O pueden producirse si reaccionan 3,5 moles de metano con oxígeno en exceso? Rta: 7 mol de H2O. CH4 + O2 → CO2 + H2O ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para quemar 1,20 moles de alcohol etilico C2H5OH. Rta: 3,6 mol de O2.

CONVERSIONES MOL - GRAMO Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia: ¿Cuántos moles hay en 24.5 g de (H2SO4)? Ya sabemos que el peso molecular es de 98 g/mol: Rta= 0.25 mol de H2SO4

CALCULOS DE REACTIVO LIMITANTE El reactivo que se consume totalmente durante la reacción, la reacción tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivos en exceso Rendimiento Teórico (Rt): cantidad máxima que la reacción es capaz de producir Rendimiento Real (Rr): cantidad de producto que realmente se obtiene en laboratorio. Rendimiento Porcentual: Rr/Rt x 100

SOLUCIONES

Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias que intervienen en proporciones variables.

TIPOS DE SOLUCIONES SOLUCIONES GASEOSAS: La mezcla entre gases SOLUCIONES LÍQUIDAS: Se forma al disolver en un líquido (H2O) sustancias SOLUCIONES SÓLIDAS: Mezclas entre sólidos, en que un componente se halla disperso al azar en otro

SOLUBILIDAD - Terminología Soluble: el azúcar es soluble en agua…..moderado, ligero, poco Insoluble: una sustancia no parece disolverse en un disolvente Miscible: si dos líquidos se disuelven el uno en el otro Inmiscible: si dos líquidos no se disuelven el uno en el otro Diluida: contiene una cantidad relativamente pequeña del soluto Concentrada: contiene una cantidad relativamente grande del soluto

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD Efecto de la temperatura Compuestos iónicos Gases

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD Efecto de la presión La presión no afecta la solubilidad de líquidos y sólidos pero sí la de los gases

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD a) Propiedades del soluto y el solvente: Los compuestos iónicos (NaCl) y los polares (Azúcar), son solubles en los solventes polares (H2O). los compuestos no polares (Aceites y Mantecas) son solubles en solventes no polares (Gasolina) b) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto). c) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

EXPRESIONES DE CONCENTRACION Por ciento Peso a Peso Se abrevia %(w/w) y %(p/p) Usualmente se usa en reactivos comerciales. Las unidades de masa deben ser las mismas en ambas partes de la ecuación.

EXPRESIONES DE CONCENTRACION Por ciento Peso a Volumen Se abrevia %(w/v) y %(p/v) Usualmente se usa en soluciones preparadas en el laboratorio. Las unidades de masa deben ser de la misma magnitud que las de volumen: g/mL; Kg/L, etc.

EXPRESIONES DE CONCENTRACION Por ciento Volumen a Volumen Se abrevia %(v/v) Usualmente se usa en reactivos comerciales donde la substancia es un líquido. Las unidades de volumen deben ser las mismas en ambas partes de la ecuación.

EJEMPLO DE CONCENTRACION Una botella de vino tinto tiene 13.0 %(v/v) etanol. Calcule el volumen de Etanol en la botella de vino (750 mL).

EXPRESIONES DE CONCENTRACION Molaridad Se refiere a la concentración de una especie molecular o a un ion.

VELOCIDAD DE REACCION Y EQUILIBRIO CONSTANTE

Ejemplos de reacciones rápidas (en segundos) Sumergir sodio metálico en agua. Calentar una cinta de magnesio. Magnesio calentado Sodio en agua Ejemplos de reacciones lentas (días, semanas) Descomposición de una manzana. Un clavo oxidado.

Ejemplo de una reacción muy lenta (millones de años) puede ser: La formación de petróleo.

FACTORES QUE AFECTAN LA V.R. Colisiones Orientación Energía de activación.

FACTORES QUE GOBIERNAN LA V.R. La temperatura. La concentración de los reactantes La presencia de catalizadores La naturaleza de los reactantes.

Temperatura La velocidad de las reacciones químicas aumenta conforme aumenta la temperatura. Por ejemplo: Al guardar loa alimentos en refrigeración o congelación. Temperatura corporal de los insectos. Arranque de un automóvil en una mañana fría. Preparar un key

Concentración de los reactantes Mientras mayor sea la concentración de cada reactante que se utilice en una determinada reacción, mayor será la velocidad con que se formen el o los productos. Por ejemplo: al encender el carbón para la parrilla

Presencia de Catalizadores La velocidad de las reacciones químicas se puede modificar agregando una sustancia llamada catalizador. La naturaleza de los reactantes Entre liquidos y gases que entre solidos Las reacciones entre iones en disolución. Las reacciones homogéneas.

Irreversibles Reversibles Las reacciones químicas pueden ser: 2 HI utpl Las reacciones químicas pueden ser: Irreversibles Ocurren hasta consumir el reactivo limitante (si lo hay). La flecha apunta hacia la derecha. 2 Mg + O2  2 MgO Reversibles Los productos formados reaccionan regenerando las sustancias originales H2 + I2  2 HI directa entre A y B para formar C y D, y 2 HI  H2 + I2 inversa entre C y D para regenerar A y B. H2 + I2 2 HI

EQUILIBRIO QUIMICO (K) Equilibrio químico Concentraciones (mol/l) Tiempo (s) [HI] [I2] [H2]  En condiciones iníciales: cc de A y B cc de C  La V de reacc. directa = V de reacc. inversa  E. Q se lleva a cabo a T y P ctte. En recipientes cerrados.

EXPRESION DE LA CONSTANTE K Consiste en una ecuación general que representa la reacción en equilibrio. Para una reacción general: a A + b B c C + d D Para la reacción: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

ÁCIDOS Y BASES

TEORIA DE ARRHENIUS H+ ACIDOS BASES Tienen sabor agrio Son corrosivos a la piel Enrojecen ciertos colorantes Disuelven sustancias Atacan a los metales (Mg, Zn, Fe) desprendiendo H2 Pierden sus propiedades al reaccionar con las bases (OH) H+ Tienen sabor amargo Suaves al tacto pero son corrosivos con la piel Dan color azul a ciertos colorantes vegetales Disuelven grasas (resbalosos y jabonosos) OH- HCl + Mg → H2 + MgCl HCl + KOH → H2O + KCl Ácido Base Agua Sal

ACIDOS FUERTES Y DEBILES Se ionizan totalmente en agua para formar iones hidronio A. FUERTES A. DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción en solución diluida Ácido fuerte Cede fácilmente un protón HCl, HClO4, HNO3, H2SO4 HCl+ H2O H3O+ + Cl- Ácido débil Cede con dificultad un protón CH3COOH, H2CO3, HCN, HF CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

Algunos ácidos comunes Name Formula Common Name Sulfuric Acid H2SO4 Battery acid Phosphoric acid H3PO4 Lime-Away Carbonic acid H2CO3 Soda – Pepsi/Coke Hydrochloric Acid HCl Stomach Acid Acetic Acid CH3COOH Vinegar .

BASES FUERTES Y DÉBILES Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza: TOTALMENTE: bases FUERTES PARCIALMENTE: bases DÉBILES Base fuerte Acepta fácilmente un protón NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 Base débil Acepta un protón con dificultad NH3,C6H5NH2, CH3NH3Cl

Algunas bases comunes Name Formula Common Name Sodium hydroxide NaOH lye or caustic soda Potassium hydroxide KOH lye or caustic potash Magnesium hydroxide Mg(OH)2 milk of magnesia .

NEUTRALIZACIÓN Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACION [p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3] Ácido + Base Agua + Sal HCl + NaOH H2O + NaCl H3PO4 + 3KOH 3H2O + K3PO4 H+ + OH- H2O Disolución neutra

TEORIA DE BRØNSTED-LOWRY Ácido : Especie que tiene tendencia a donar protones: H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar protones: H+ HCl + H2O H3O+ + Cl- Donador de Receptor de protones protones Acido Base Ácido mas fuerte Base mas Base más débil Ácido más Transferencia protónica HCl + H2O H3O+ + Cl- Par ácido-base conjugado

TEORIA BRØNSTED-LOWRY La definición de las bases, de acuerdo con el modelo de B – L, incluye a toda especie que acepta un protón. (NH3 actúa como base) Ácido mas fuerte Base mas Base más débil Ácido más Transferencia protónica HCl + NH3 N H4+ + Cl- Par ácido-base conjugado NH3 + H HO « NH4+ + OH- Base ( receptor) Acido (donador) Par conjugado NH3 + H2O « NH4+ + OH- Base débil Acido débil Ácido fuerte Base fuerte Par conjugado

TEORIA DE LEWIS : B + :N H H N H B : :F :F : : : F :F : : :F: :F : : Ácido: sustancia capaz de captar (y compartir) un par de electrones Base: sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones : B + :N H H N H B : :F :F : : : F :F : : :F: :F : : Acido Base

ESCALA pH