Reacciones Químicas.

Presentación del tema: "Reacciones Químicas."— Transcripción de la presentación:

1 Reacciones Químicas

2 OBJETIVO DEL TEMA OBJETIVO DE LA CLASE
Investigar experimentos y explicar usando evidencias que la combustión, la oxidación, la fermentación, entre otras son reacciones químicas presentes en la vida cotidiana considerando la producción de gas, formación de precipitado, cambio de color y olor y la emisión de luz entre otros. Explicar su representación simbólica en ecuaciones químicas. OBJETIVO DE LA CLASE Repasar conceptos relacionados con una eacción Química.

3 Recordemos el átomo: Neutrón (0)
Electrón (-) A partir de los experimentos realizados por: Joseph John Thomson (rayos catódicos) Eugen Goldstein (rayos canales) Ernest Rutherford (experimento de la lámina de oro) James Chadwick (cámara de niebla) Protón (+) Vacío Neutrón (0)

4 Modelo mecano-cuántico
“Cuantos” “orbital” Louis de Broglie Erwin Schrödinger Max Planck “dualidad onda-partícula del electrón” “fotones” “Principio de incertidumbre” Werner Heisenberg Albert Einstein

5 ¿Cuales son los 4 números cuánticos?
Numero cuántico principal (n) Numero cuántico secundario (l) Numero cuántico magnético (m) Numero cuántico de spin (s)

6 1.- Realice la configuración global para los siguientes elementos
Numero atómico Elemento Configuración Global 2 He 5 B 7 N 10 Ne 12 Mg 13 Al 18 Ar 19 K 20 Ca Ejercicios: DIAGRAMA DE MULLER

7 ENLACES QUÍMICOS ENLACE IONICO ENLACE COVALENTE

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10 Dibujemos estructuras de Lewis
NH CH HCN

11 ¿Qué son las reacciones químicas?
Cambio físico – la composición química de una sustancia permanece constante. Ej: Cambio químico – la composición química de una sustancia cambia. Reacción química  ocurre reordenamiento de átomos; se rompen enlaces y se forman nuevos enlaces pueden participar sustancias covalentes, ionicas o metales.

12 Prof. S. Casas-Cordero E.

13 ¿Qué se observa en una reacción química?
Cuando: Se produce un gas. Emisión de luz. 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.

14 Ecuaciones Químicas Representa de modo escrito a una reacción química.
Las sustancias iniciales se denominan Reactantes o Reactivos. Las sustancias finales se conocen como Productos. Ejemplo: Descomposición carbonato de calcio

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16 ESCRIBAMOS UNA REACCIÓN QUIMICA CON UNA ECUACIÓN QUÍMICA
El vinagre y polvos de hornear son los nombres comunes para el ácido acético (C2H4O2) y bicarbonato de sodio (NaHCO3), respectivamente los cuales se mezclan en un vaso precipitado. La reacción produce acetato de sodio sólido(C2H3O2Na), agua líquida (H2O) y dióxido de carbono gaseoso (CO2).

17 Escribe las siguientes reacciones químicas
 Una molécula de metano (CH4) reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono(CO2).  Ataque del Zinc (Zn) por el ácido clorhídrico (HCl) con formación del cloruro de Zinc(ZnCl2) y desprendimiento de hidrógeno (H2) Formación de precipitado del yoduro de plomo (PbI2) y formación de Nitrato de potasio (KNO3)a partir del yoduro de potasio (KI) y nitrato de plomo (Pb(NO3)2).

18 ¿Como se genera una reacción química ? Teoría de las colisiones.

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20 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. Antoine Lavoisier ( )

21 N2 + H2  NH3 BALANCE DE ECUACIONES
Todas las reacciones químicas deben cumplir fielmente la Ley de Lavoisier (conservación de la masa) para ello siempre debemos equilibrarlas o balancearlas. Se pueden utilizar dos métodos: Tanteo o Algebraico. N H2  NH3

22 1. MÉTODO DEL TANTEO Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos. EJEMPLO: N2 + H2 → NH3 Para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 y un coeficiente 2 al producto NH3: N2 + 3H2 → 2NH3 LA ECUACIÓN HA QUEDADO EQUILIBRADA. EL NÚMERO DE ÁTOMOS DE CADA ELEMENTO ES EL MISMO EN REACTIVOS Y PRODUCTOS.

23 2.- MÉTODO ALGEBRAICO. Para realizar este método de balanceo, se sugiere seguir los siguientes pasos: 1. Se asigna una literal a cada especie química de la reacción.(a,b,c,d,e,f,g….etc.) 2. Se establece una ecuación matemática para cada elemento participante en la reacción, utilizando las literales antes asignadas. 3. Se puede asignar el valor entero más bajo posible de preferencia 2 a cualquier letra, de preferencia a la primera letra. 4.- Se resuelven algebraicamente los valores de las demás literales.

24 2N2 + 6H2 → 4NH3 Se puede simplificar por 2 toda la ecuación
5.- Si los resultados obtenidos son fracciones se multiplica a todas por el mínimo común denominador, obteniendo de esta manera resultados enteros. 6.- Los valores así obtenidos corresponden a los coeficientes estequiométricos de cada especie química, por tanto se anotan en la reacción original. 7.- Comprueba ahora que la reacción se encuentre balanceada. EJEMPLO: A B C N2 + H2 → NH3 N 2A = 1C A=2 H 2B = 3C 2x 2 = 1xC  4= 1x C  4/1 = C  4=C 2xB = 3x C  2xB = 3x 4  2xB = 12  12/2 = B  6 = B 2N2 + 6H2 → 4NH3 Se puede simplificar por 2 toda la ecuación 1N2 + 3H2 → 2NH3

25 ¿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

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

27 Ejercicios Balancee los siguientes ejercicios por el método de tanteo y Algebraico Ejercicios: H2(g) + Cl2(g) HCl(g) C5H O2  CO H2O Al(s) +O2(g) Al2O3(s) N2O5 + H2O  HNO3 CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) Mg3N2 + H2O  Mg(OH) NH3 BaCl (NH4)2CO3  BaCO3 + NH4Cl  Al(OH)3 + HCl  AlCl3 + H2O Na + H2O  NaOH + H2  Mg O2  MgO

28 Tipos de Reacciones Químicas
Según la reorganización de los átomos: Síntesis o combinación Descomposición Desplazamiento o sustitución Doble descomposición o intercambio Según el mecanismo: Reacciones ácido-base. Neutralización Reacciones de precipitación Reacciones de oxidación-reducción Reacciones de combustión

29 Síntesis o combinación: Dos o más sustancias
reaccionan para dar otra más compleja. A + B  AB N H2  2 NH3 Descomposición: Una sustancia se descompone formando dos o más simples AB  A + B 2 KClO3  2 KCl + 3 O2 Desplazamiento o sustitución: Uno de los elementos de un compuesto es sustituido por otro elemento. AB + X  AX + B Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2 Doble sustitución: Equivalen a una doble sustitución. AB + XY  AX + BY ácido base  sal agua HCl NaOH  NaCl + H2O

30 Combustión C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Es la reacción de una sustancia, llamada combustible, con oxígeno, al que se le llama comburente, en la reacción se forman dióxido de carbono y agua y se desprende gran cantidad de energía en forma de luz y calor Ejemplo: Combustión de propano C3H O2 → 3 CO H2O

31 Ácido-base. Neutralizaciones
Un ácido reacciona con una base dando lugar a la formación de una sal y agua. En la reacción desaparecen simultáneamente las propiedades de ambos. Ejemplo: Neutralización del hidróxido de sodio con el ácido clorhídrico Na+ + OH- + Cl- + H+ → Cl- + Na+ + H2O NaOH HCl NaCl La neutralización consiste en la reacción entre los iones H+ de los ácidos y los iones OH- de las bases para dar moléculas de agua: H+ + OH-  H2O Las propiedades del ácido, debidas al ion H+( ion Hidronio), quedan "neutralizadas" o anuladas por las del ion OH-( ion Hidroxilo) y viceversa.

32 Oxidación-Reducción (Redox)
El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.  Consiste en la transferencia de electrones de una especie química a otra, Donde una se oxida y otra se reduce. The photograph on the left shows a coil of magnesium ribbon in a solution of CuSO4(aq). After a few hours, all of the Cu2+ ions have been displaced from the solution, leaving a deposit of red-brown copper metal, some unreacted magnesium and a clear, colorless MgSO4(aq) solution. The microscopic view (left) shows electrons being transferred from a magnesium atom to a Cu2+ ion, which will be converted to copper metal. The magnesium atom will be released into the solution as Mg2+ (pink spheres). The sulfate anion has been omitted for clarity; it is merely a spectator ion.Keywordsredox, oxidation, reduction, net ionic equation, chemical reaction, spectator ion Cu 2+ Cu Mg Mg 2+

33 Precipitación Una reacción de precipitación consiste en la formación de un compuesto insoluble, que recibe el nombre de precipitado cuando se mezclan dos disoluciones. La aparición de un precipitado está relaciona con la diferencia de solubilidad que presentan los reactivos y los productos de la reacción. El nitrato de plata y el yoduro de potasio son sustancias que tiene una elevada solubilidad en agua, a temperatura ambiente, y lo mismo ocurre con el nitrato de potasio. Por el contrario, el yoduro de plata presenta una solubilidad muy baja. Cuando se produce la reacción, la cantidad de yoduro de plata que se forma es superior a la que puede admitir la disolución saturada. En consecuencia, el exceso de esta sustancia precipita en forma de sólido. When a clear, colorless silver nitrate solution is added to a clear, colorless solution of potassium iodide, the product is a yellow precipitate of silver iodide. The microscopic view shows a droplet of AgNO3 solution about to strike the surface of the KI solution. Notice that the only substance that actually forms is AgI (a crystal of silver and purple ions); the other species, K+ and NO3- (and the excess I-) remain as ions in solution. The net reaction is between silver ion and iodide ion: Ag+(aq) + I-(aq) --> AgI(s) Keywordsnet ionic equation, precipitation, solubility, solution, model. Este tipo de reacciones tiene especial interés en la industria de los metales preciosos; además, se emplea para recuperarlos a partir de los residuos industriales que puedan contenerlos Solubilidad de una sustancia en un disolvente, a una determinada temperatura, es la máxima cantidad de soluto que puede contener una cantidad fija de disolvente (o disolución) a dicha temperatura. Disolución saturada a una temperatura determinada, no admite más soluto. Ejemplo: Al reaccionar nitrato de plata con yoduro de potasio, se obtiene un precipitado de yoduro de plata. Ag+ + NO I K+ → AgI (s) NO3- + K+ AgNO3 (aq) KI (aq) Precipitado KNO3 (aq)

34 La Fotosíntesis y Respiración Celular Fotosíntesis : La energía de luz se convierte en la energía química que se almacena en la glucosa.  Proceso mediante el cual los autótrofos fabrican su propio alimento. La respiración celular es el conjunto de reacciones bioquímicas que ocurren en la mayoría de las células. Donde se obtiene energía a partir de la degradación de sustancias orgánicas, como los azúcares y los ácidos principalmente.

35 Indique si las reacciones que se describen a continuación, corresponde a una reacción de combustión, neutralización y/o oxidación-reducción. Justifique sus elecciones.

36 Ejercicio: Identifica el tipo de reacción
a) C3H O2  CO H2O _________________________________ b) Pb(NO3)2 (aq) + Kl (aq) ↔ Pbl2↓ (s) + KNO3 (aq)__________________ c) PBr H2O  HBr H3PO3 ________________________________________________ d) CaO C  CaC CO ___________________________________ e) H2SO BaCl2  BaSO HCl_____________________________ f) Zn(s) + CuSO4(ac)  ZnSO4(ac) + Cu(s)____________________________ g) Sr(s) + O2(g)  SrO(s)_________________________________________ h) Cd(HCO3)2(s)  CdCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)_________________________ i) H3PO4(ac) + NaOH(ac)  Na3PO4(ac) + H2O(l)______________________ j) AgNO3(ac) + KCl(ac)  AgCl↓(s) + KNO3(ac)_______________________