REACCIONES QUÍMICAS.

Presentación del tema: "REACCIONES QUÍMICAS."— Transcripción de la presentación:

1 REACCIONES QUÍMICAS

2 CONTENIDOS Reacciones químicas Leyes de la combinación química en reacciones químicas que dan origen a compuestos comunes Concepto de Mol Relaciones cuantitativas en diversas reacciones químicas Masa molar de los compuestos químicos Composición porcentual de las sustancias Determinación de fórmula empírica y fórmula molecular.

3 REACCIONES QUÍMICAS Elementos S Cu Compuestos CuS

4 CAMBIOS QUÍMICOS Y FÍSICOS
Cambios físicos: transformación en la que no varía la naturaleza interna de la materia. Cambios químicos: Transformación en que varía la naturaleza interna de la materia. Estos cambios químicos se denominan reacciones químicas

5 Reacciones y ecuaciones químicas
4 Fe(S) O2(g) Fe2O3(S) Reactantes Productos

6 Combustión de la glucosa: Proceso que ocurre en la respiración celular
C6H12O6(g) +6O2(g) CO2(g) + 6H2O(g)

7 ¿Qué sucede con la energía durante una reacción química?
Reacciones endergónicas: Reacciones que requieren de un aporte energético, es decir, necesitan energía para que ocurran Si la energía es calórica, serán clasificadas como reacciones endotérmicas Ej: Fotosíntesis 6CO2(g) + 6H2O + Energía C6H12O6 + 6O2(g)

8 Reacciones exergónicas: Reacciones que desprenden energía al entorno.
Si desprenden energía calórica son llamadas reacciones exotérmicas Ej: respiración celular C6H12O6(s) + 6O2(g) CO2(g) + 6H2O(l) + energía

9 Una reacción química se reconoce por:
Emisión de energía luminosa Producción de calor Disolución de un sólido

10 Formación de gases Formación de humo blanco Formación de un sólido

11 ¿Cómo ocurre una reacción?
Teoría de las colisiones

12 Energía de activación: Energía mínima necesaria para que ocurra la reacción

13 Velocidad de una reacción (v)
Factores que afectan la velocidad de reacción: Temperatura Superficie de contacto Naturaleza química de los reactantes Concentración Catalizador

14 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Reacciones de combinación o síntesis A + B AB Reacciones de descomposición AB A + B Reacciones de desplazamiento o sustitución AB + X XB + A Reacciones de doble desplazamiento AB + XY AY + XB

15 Tipos de reacciones químicas
Precipitación: Pb(NO3)2 (ac)+ 2 KI(ac) PbI2(s) + 2KNO3(ac) Combustión: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) Neutralización: HCl(ac) + NaOH(ac) H2O(l) + NaCl(ac) Oxidación y reducción: corrosión de metales

16 LEYES PONDERALES O LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Ley de conservación de la materia o ley de Lavoisier En una reacción química se cumple que la suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos

17 Ley de las proporciones definidas o ley de Proust:
Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación de masas constante Ejemplo: H2(g) + O2(g) H2O(g)

18 Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton:
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, que se une a una masa fija del otro, está en relación de números enteros y sencillos

19 Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter:
Las masas de dos elementos que se combinan con la masa de un tercero, conservan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre sí

20 Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac:
Cuando reaccionan gases bajo condiciones de temperatura y presión equivalentes, lo hacen en relaciones de volúmenes de números enteros y sencillos O H H2O 1 volumen volúmenes volúmenes

21 MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO
Mol: número determinado de partículas. Representa la magnitud cantidad de materia (n), al igual como el metro representa la magnitud de longitud. Mol: cantidad de sustancia que contiene tantos átomos, moléculas o iones como átomos hay en 0,012Kg de carbono-12

22 Avogadro enunció la siguiente hipótesis: “ En un mol de cualquier sustancia siempre hay el mismo número de partículas” Este número se conoce como “Número de Avogadro (NA)= 6, x1023 átomos, moléculas o iones. Ejemplo: 1 mol de átomos de hierro = 56g 56g de hierro tienen 6,022x1023 átomos de hierro. 1 mol de átomos de oxígeno=16g 16g de oxígeno tienen 6,022x1023 átomos de oxígeno NA = 6,022 x 1023

23 Un mol de átomos siempre tendrá 6,022x1023 átomos.
MASA MOLAR (M) (en u.m.a) Corresponde al suma de las masas atómicas de cada elemento que compone el compuesto. Por ejemplo, si se tiene el compuesto H2SO4 ¿Cuál es su masa molar? Molécula H2SO4 Átomos que la forman H 1S 4º Masa molar (uma) (2•1u) + (1•32u) + (4•16u) 98u

24 Masa Molar (M)(en gramos)
La masa molar es la masa, en gramos, de un mol de átomos, moléculas u otra partícula. Se expresa en g/mol. Ejemplo: Calcular la masa molar (o Peso molecular PM) del CO2 Fórmula CO2 Átomos que la forman C O Masa molar (en gramos) (1•12g/mol) + (2•16g/mol) 44g/mol

25 Cálculo de moles o la cantidad de materia
n =m Donde n = cantidad de materia en mol (moles) M m= masa en gramos M = masa molar (g/mol) Ejemplo: Determinar la cantidad de materia que hay en 800g de CO2 n = 800g n = 18,18 mol 44g/mol

26 Volumen molar Es el volumen que ocupa un mol de un elemento o compuesto en estado gaseoso. Un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y temperatura,(0°C, 1 atm) siempre ocupará 22,4 L Ejemplo: Si 1 mol de O2 ocupa en CN 22,4L 2 moles de O2 tiene un volumen de 44,8 L 2,7 moles de O2 tienen un volumen de 60,48 L

27 Las fórmulas químicas Hay dos etapas en la determinación de la fórmula química de un compuesto: La primera: Fórmula empírica o fórmula mínima, la cual muestra la cantidad relativa de átomos de cada elemento. Por ejemplo: La fórmula empírica de la glucosa CH2O dice: que el carbono, hidrógeno y oxígeno están presente en la razón: 1:2:1. La segunda: Fórmula Molecular, corresponde a la fórmula exacta del compuesto, es decir, la cantidad real de átomos de cada elemento en la molécula. Para la glucosa es C6H12O6.

28 Composición porcentual
Se determina a partir de la fórmula del compuesto. Ej: Determinar la composición porcentual del etanol C2H5OH 1° Se determina la masa molar del compuesto Masa de C = 2 mol • 12,01 g/mol = 24,02 g Masa de H = 6 mol • 1,008g/mol = 6,048g Masa de O = 1 mol • 16,00g/mol = 16,00g Masa de 1 mol C2H5OH = 46,07g 2° Se calcula el % de cada elemento % en masa de C = 24,02g • 100% = 52,14% 46,07g % en masa de H = 6,048g • 100% = 13,13% % en masa de O = 16,00g • 100% = 34,73%

29 Fórmula empírica y fórmula molecular
Ej: La cafeína, un estimulante primario en el café y té tiene una masa molar de 194,19g/mol y una composición porcentual en masa de: 49,48%C; 5,19%H;28,85%N y 16,48%O ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular de este compuesto? Suponemos 100g de muestra 4mol de C 1 mol de O 2 mol de N 5 mol de H C: 49,48g • 1 mol C = 4,12 mol C 12,01 g C N: 28,85gN • 1 mol N = 2,06 mol H 14,01 g N H: 5,19g H • 1 mol H = 5,15 mol H 1,008g H O: 16,48g O • 1 mol O = 1,03 mol O 16,00 g O H: 5,15 = 5 1,03 C: 4,12 = 4 N : 2,06 = 2 O: 1,03 = 1

30 Para determinar la F.E. y F.M.
Tenemos: Para C: 4 mol • 12,01 g/mol = 48,04 g Para H: 5 mol • 1,008 g/mol = 5,04 g Para N: 2 mol • 14,01 g/mol = 28,02 g Para O: 1 mol • 16,00 g/mol = 16,00 g mC4H5N2O = 97,100 g Fórmula Empírica C4H5N2O 194,19 g/mol = 2 mol 97,100 g Fórmula Molecular (C4H5N2O) = C8H10N4O2