LAS REACCIONES QUÍMICAS

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1 LAS REACCIONES QUÍMICAS

2 LOS CAMBIOS EN LA MATERIA
    La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos. No obstante, todos esos cambios se pueden agrupar en dos tipos: cambios físicos y cambios químicos.

3 CAMBIOS FÍSICOS     En estos cambios no se producen modificaciones en la naturaleza de las sustancia o sustancias que intervienen. Ejemplos de este tipo de cambios son: Cambios de estado. Mezclas. Disoluciones. Separación de sustancias en mezclas o disoluciones.

4 CAMBIOS QUÍMICOS     En este caso, los cambios sí alteran la naturaleza de las sustancias: desaparecen unas y aparecen otras con propiedades muy distintas. No es posible volver atrás por un procedimiento físico (como calentamiento o enfriamiento, filtrado, evaporación, etc.)   

5 Si doblamos o arrugamos un papel, cambia de aspecto pero sigue siendo papel. Decimos que es un cambio físico. Pero si lo quemamos, al final no queda papel: hay humo y cenizas. Es un cambio químico.

6 La botella rota sigue siendo de vidrio.
La mantequilla, al derretirse, sigue siendo mantequilla. El balón de fútbol en movimiento sigue siendo un balón.

7 La herrumbre que se forma en la viga es una sustancia distinta al hierro.
La ceniza que se crea en la hoguera es una sustancia distinta a la madera. En la fotosíntesis, las plantas producen oxígeno y nutrientes a partir de sustancias distintas.

8 REACCIÓN QUÍMICA    Es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos.    

9 Para representar abreviadamente las reacciones químicas se utilizan las ecuaciones químicas.
En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha separados por una flecha: Reactivos Productos

10 Cuando se introduce un trozo de sodio caliente en el interior de un frasco que contiene gas cloro, se produce una violenta reacción en la que se forma una sustancia nueva, el cloruro de sodio. Esta reacción se puede expresar así:                                                                                                                           

11 En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen.
Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.

12 Teoría de las colisiones
Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2 I I H H H H eficaz HI + HI I I H Choque I H I H No eficaz I H I2 + H2 I I H I H I H2 Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente, esta energía mínima se denomina energía de activación.

13 ¿Qué ocurre en una reacción química?
Cl2 + H Choques entre moléculas HCl Una reacción química es una transformación de unas sustancias en otras. REACTIVOS PRODUCTOS

14 Condiciones para que se produzca una reacción química
• Que las moléculas de reactivos tengan suficiente energía cinética para que al chocar rompan los enlaces. • Que los choques se realicen con la orientación adecuada.

15 Reacciones exotérmicas y endotérmicas
Durante la reacción se desprende o se absorbe energía: Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción. Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de la reacción.

16 Para que se verifique una reacción química ha de producirse:
Una ruptura de los enlaces en los reactivos. Lo que generalmente implica aportar energía. Un reagrupamiento de los átomos de forma distinta. Una formación de nuevos enlaces para formarse los productos. Lo que generalmente implica un desprendimiento de energía.

17 En el balance final de energía para el proceso puede ocurrir:
Energía reactivos > Energía productos La reacción, en conjunto, desprende energía (calor). Reacción exotérmica. Energía reactivos < Energía productos. La reacción, en conjunto, absorbe energía (calor). Reacción endotérmica. E= Ep-Er E<0 Reacción exotérmica E>0 Reacción endotérmica. El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del proceso

18 Reacción exotérmica Reacción endotérmica Complejo Complejo activado
Energía de activación Energía de activación Energía potencial Energía potencial Productos Reactivos E<0 E>0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica

19 Reacción exotérmica Reacción endotérmica Complejo Complejo activado
El complejo activado es una asociación transitoria muy inestable, ya que su energía es superior a las moléculas de reactivo y producto Complejo activado Complejo activado Energía de activación Energía de activación Energía potencial Energía potencial Productos Reactivos E<0 E>0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica

20 Si la energía implicada es calorífica se llamará
Si la reacción Si la energía implicada es calorífica se llamará Necesita energía para producirse; es decir, si dejamos de darle energía se detiene la reacción Endotérmica Desprende energía una vez que ha comenzado Exotérmica

21 La energía transferida en el proceso, denominada energía de reacción, se escribe en el segundo miembro de la reacción química escrita (en el lado de los productos). Se pone delante un signo más (+) si la reacción es exotérmica y un signo menos (-) si la reacción es endotérmica. Se suele expresar en múltiplos de la unidad de energía del Sistema Internacional, en kJ (kilojulios).

22 CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + 875 kJ (Proceso exotérmico)
2 KClO KCl + 3 O2 - 89,4 kJ (Proceso endotérmico)

23 Las reacciones químicas producen desprendimiento de energía o necesitan absorber energía para tener lugar. El tipo de energía implicado puede ser de diferentes tipos:

24 Luminosa: algunas reacciones químicas necesitan ser iluminadas para que tengan lugar, otras desprenden luz. El potasio y el sodio reaccionan con el agua desprendiendo gran cantidad de luz. El carbonato de calcio se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono, mediante calor

25 Eléctrica. Reacciones químicas en el interior de una pila.
El agua se descompone por electrólisis absorbiendo energía eléctrica.

26 Calorífica. Reacciones de combustión.
La fotosíntesis se realiza mediante la absorción de energía luminosa.

27 Debemos tener en cuenta que muchas reacciones químicas necesitan una energía inicial para que comiencen. A esta energía inicial se le denomina energía de activación y no se tendrá en cuenta para la clasificación indicada. Hay que comprobar si la reacción sigue necesitando energía durante todo el proceso o si, una vez comenzada, desprende de forma continuada energía.

28 Ley de conservación de la masa
Se cumple la ley de conservación de la masa (Ley de Lavoisier) : en toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.

29 = Masa de reactivos: 16,0 + 64,0 = 80,0 g Masa de productos:
2x 32,0 = 64,0 g 44,0 g 2x 18,0 = 36,0 g 1 mol de CH4 2 moles de O 2 de CO 2 de H 2O reaccionan con para dar CH O CO H2O

30 Preparamos una disolución de nitrato de plomo en un vaso y otra de yoduro de potasio en otro. Las colocamos en una balanza y comprobamos que entre las dos pesan: 222,1 g. Después las mezclamos, y vemos que aparece una sustancia nueva (precipitado amarillo): el yoduro de plomo. Nuevamente las colocamos en la balanza y comprobamos que pesan 222,1 g. La masa no ha variado.                                                                                                                                                                                                

31  Ley de Lavoisier: En toda reacción química la suma de las masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.                   

32 Ajustar ecuaciones químicas
El proceso de ajustar la ecuación consiste en colocar números delante de las fórmulas (coeficientes) para garantizar que exista el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos, ya que en una reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos.

33 CH O CO2 + 2 H2

34 Nota: estos coeficientes situados delante de las fórmulas, son los únicos números en la ecuación que se pueden cambiar, mientras que los números que aparecen dentro de las fórmulas son intocables, pues un cambio en ellos significa un cambio de sustancia que reacciona y, por tanto, se trataría de una reacción distinta.    

35 Si se quiere o necesita indicar el estado en que se encuentran las sustancias que intervienen o si se encuentran en disolución, se puede hacer añadiendo los siguientes símbolos detrás de la fórmula química correspondiente: (s) = sólido. (l) = líquido. (g) = gas. (aq) = disolución acuosa (en agua).

36 Algunos tipos de reacciones químicas:
Reacciones de oxidación. Combinación con el oxígeno. Son reacciones lentas que desprenden poca energía Fe + O Fe O Fe + O Fe2O3 Ajustar

37 2 Fe + O Fe O 4 Fe + 3 O Fe2O3

38 Reacción de síntesis o combinación:
varias sustancias ,elementos o compuestos se combinan formando una sustancia más compleja. Por ejemplo la reacción de síntesis del amoniaco: N2 + H2 → NH Ajustar

39 N2 + 3 H2 → 2 NH3

40 Reacciones de combustión
Reacciones de combustión. Químicamente son oxidaciones, pero al contrario que éstas son reacciones que transcurren muy rápidamente y con un desprendimiento notable de energía C + O C O2 + Q 2 C + O C O + Q Siempre que se queme un hidrocarburo (compuesto que contiene únicamente carbono e hidrógeno) se obtiene C O2 y agua: CH O C O2 + H2O C4H10+ O C O2 + H2O Ajustar

41 CH O C O H2O C4H10+ O C O H2O

42 Reacciones de neutralización. Entre un ácido y una base
Reacciones de neutralización. Entre un ácido y una base. Se obtiene la sal del ácido y agua: Ácido + Base  Sal + Agua. H Cl + Na OH Na Cl + H2O H2 SO4 + Ba (OH) Ba SO4 + 2 H2O H NO3 + KOH K NO3+ H2O H2 CO3 + 2 NaOH Na2 CO3 + 2H2O

43 Reacción de los óxidos con el agua
Reacción de los óxidos con el agua. El comportamiento es muy distinto cuando reacciona un óxido no metálico o uno metálico. En el primer caso se obtiene un ácido y en el segundo una base o hidróxido. Por esta razón se dice que los óxidos no metálicos tienen un carácter ácido, mientras que los metálicos tienen un carácter básico.

44 SO H2O H2 SO4 CO H2O H2 CO3 CaO + H2O Ca(OH)2 Na2O + H2O NaOH

45 Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por los metales
Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por los metales. La mayor parte de los metales reaccionan con los ácidos desplazando el hidrógeno (que se desprende como gas) y el metal se disuelve formando la sal correspondiente. Esta reacción se produce muy fácilmente en al caso de metales alcalinos y alcalino-térreos. 2 HCl + Mg Mg Cl H2 H2 SO Fe Fe2 SO H2 Ajustar Algunos metales como la plata, el cobre o el mercurio no desplazan el hidrógeno de los ácidos.

46 Reacción de intercambio: dos elementos de compuestos distintos intercambian sus posiciones obteniendo nuevos compuestos. Por ejemplo el intercambio de metales entre dos sales: NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl

47 Los carbonatos desprenden CO2 cuando son atacados por los ácidos (el desprendimiento de este gas es lo que provoca la característica “efervescencia”) Na2 CO3 + 2 HCl NaCl + CO2 + H2O

48 Cálculos estequiométricos

49 CÁLCULO DE LA MASA Y EL VOLUMEN A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS
    Las ecuaciones químicas permiten calcular, a partir de una cantidad determinada de alguno de los reactivos y productos que intervienen en una reacción, la cantidad necesaria del resto de los componentes de la misma.

50 Cálculos masa - masa El dato está expresado en gramos y la incógnita la piden también en gramos. Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicloruro de manganeso se obtienen cuando reaccionan 7,5 g de ácido clorhídrico con dióxido de manganeso, en la reacción también se obtiene cloro y agua?

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52 MnO HCl MnCl Cl2 + 2 H2O

53 Se quiere calcular la cantidad de cloruro de calcio que se obtiene cuando 50 g de carbonato de calcio se hacen reaccionar con la cantidad suficiente de ácido clorhídrico, en una reacción en la que se obtienen, además, agua y dióxido de carbono

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55 Cálculos masa - volumen
El dato está expresado en gramos y la incógnita, por ser un gas, piden su volumen en litros Si consideramos un gas y el volumen se mide a 1 atm de presión y 0 0C (condiciones normales), 1 mol ocupa 22,4 litros.

56 Cálculo del volumen de Cl2 medido en c.n.
Ejemplo: ¿Qué volumen de cloro se obtendrá en c. n. cuando reaccionen 7,5 g de ácido clorhídrico? Cálculo del volumen de Cl2 medido en c.n. MnO HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H 2 O

57 Cálculos volumen - volumen
Si las sustancias consideradas están en fase gaseosa la relación establecida por la ecuación ajustada puede considerarse relación en volumen, siempre que los gases estén medidos en las mismas condiciones de P y T . (volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de moles)

58 En el caso de que las sustancias sean gases, y siempre que se midan en las mismas condiciones de presión y temperatura, la relación en moles se puede establecer como relación en volumen: “Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de moles” (Hipótesis de Avogadro) 2 C 2H 6 (g) O2 (g) CO2 (g) H2O (g) 2 moles 7 moles 4 moles 6 moles 2 litros 7 litros 6 litros 4 litros

59 Ejemplo: Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán cuando reaccionan 0,5 L de hidrógeno (se supone que ambos gases están medidos a igual P y T)

60 N2 (g) H2 (g) NH3 (g)

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62 VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
      Para saber si una reacción es rápida o lenta, hay que conocer la velocidad a la que transcurre.  Podemos definir velocidad de reacción como la cantidad de un reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien, a la cantidad de un producto que se forma por unidad e tiempo en dicha reacción.     En general, para determinar la velocidad de una reacción, hay que medir la cantidad de reactivo que desaparece o la cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo.

63 Factores que afectan a la velocidad de reacción
   La velocidad de una reacción se ve influida por una serie de factores; entre ellos se pueden destacar: Naturaleza de los reactivos. Temperatura. Concentración de los reactivos. Superficie de contacto. Presencia de catalizadores.

64 Naturaleza de los reactivos
    Se ha observado que según los reactivos que intervengan, las reacciones tienen distinta velocidad.

65 Concentración de los reactivos
    La velocidad de reacción aumenta con la concentración de los reactivos. Para aumentar la concentración de un reactivo: Si es un gas, se consigue elevando su presión. Si se encuentra en disolución, se consigue cambiando la relación entre el soluto y el disolvente.

66 Concentración de los reactivos
La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.

67 Superficie de contacto de los reactivos
    Cuanto más divididos están los reactivos, más rápida es la reacción. Esto es así porque se aumenta la superficie expuesta a la misma. El nivel de división es máximo en las sustancias disueltas.

68 Temperatura     En general, la velocidad de una reacción química aumenta conforme se eleva la temperatura. Al aumentar la temperatura, se incrementa el desorden de las partículas de las sustancias reactivos, esto hace que aumente el número de colisiones efectivas entre partículas, permitiéndoles reaccionar y aumentando así la rapidez de reacción. Es por ello que los alimentos se descomponen más rápido a temperatura ambiente que en el refrigerador.

69 Presencia de catalizadores
    Un catalizador es una sustancia, distinta a los reactivos o los productos, que modifican la velocidad de una reacción. Al final de la misma, el catalizador se recupera por completo e inalterado. En general, hace falta muy poca cantidad de catalizador.     Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción, pero no la cantidad de producto que se forma.   Los catalizadores disminuyen (aumentan) la energía de activación.

70 Un caso de una reacción catalizada
Un caso de una reacción catalizada. con dióxido de manganeso, es la descomposición térmica del clorato de potasio. Dicha reacción es muy difícil aún calentándola fuertemente pero si se mezcla un poco de dióxido de manganeso antes de calentarlo, el proceso es muy rápido

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72 Reacción no catalizada
Reacción catalizada Complejo activado Complejo activado Energía de activación Energía de activación E.A Energía potencial Energía potencial Productos Reactivos E<0 E>0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto incrementan la velocidad de reacción

73 la energía de activación
E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo E.A con catalizador positivo Los catalizadores negativos aumentan la energía de activación Complejo activado Complejo activado Los catalizadores positivos disminuyen la energía de activación Energía de activación Energía de activación Energía Energía E.A E.A Productos Reactivos E<0 E>0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica

74 Los enzimas son catalizadores producidos por los seres vivos para aumentar la velocidad de los procesos químicos biológicos.

75 La síntesis del amoniaco es un proceso lento, pero la presencia de hierro finamente dividido acelera el proceso y permite la obtención de amoniaco.

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77 6.- IMPORTANCIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
    Estamos rodeados por reacciones químicas; tienen lugar en laboratorios, pero también en fábricas, automóviles, centrales térmicas, cocinas, atmósfera, interior de la Tierra... Incluso en nuestro cuerpo ocurren miles de reacciones químicas en cada instante, que determinan lo que hacemos y pensamos.     De toda la variedad de reacciones posibles, vamos a ver dos: las de neutralización y las de combustión. Pero antes de verlas, es necesario conocer y dominar el concepto de ácido y base.

78 6.1- Ácidos y bases     Las características de los ácidos y las bases se resumen en el siguiente cuadro: Ácidos Bases▪Tienen sabor agrio (ácido). ▪Tienen sabor amargo.▪Reaccionan con ciertos metales, como Zn, Mg o Fe, para dar hidrógeno ▪Reaccionan con las grasas para dar jabones.▪Reaccionan con las bases para dar sales ▪Reaccionan con los ácidos para dar sales.Son sustancias ácidas: el ácido clorhídrico (HCl); el ácido bromhídrico (HBr); el ácido nítrico (HNO3); el ácido carbónico (H2CO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4), entre otros Son sustancias básicas el hidróxido de amonio o amoniaco disuelto en agua (NH4OH); y los hidróxidos de los metales alcalinos (LiOH, NaOH, KOH,...) y alcalinotérreos, como el Ca(OH)2, y Mg(OH)2, entre otros

79 Para distinguir si una sustancia es ácida o básica, se utiliza la escala de pH, comprendida entre el 1 y el 14: Si una sustancia tiene un pH igual a 7, se dice que es neutra, ni ácida ni básica (por ejemplo, el agua pura). Si una sustancia tiene un pH menor que 7, tiene carácter ácido. Si una sustanica tien un pH mayor que 7, tiene carácter básico.     En los laboratorios y aquellos otros lugares donde es necesario determinan esta propiedad (como en un análisis de agua potable, por ejemplo), se utiliza un indicador ácido-base, que es una sustancia que presenta un color distinto según sea el pH del medio.

80 Indicadores Color en medio ácido Color en medio básico                                                                                                                                                                                                      Naranja de metilo Naranja Amarillo Fenolftaleina Incoloro Rosa Azul de bromotimol Azul Tornasol Rojo      Para ahorrar tiempo y trabajo, se utiliza mucho el papel indicador universal, que es un papel impregnado con una mezcla de indicadores y que adquiere un color distinto según los distintos pH.                                                                                                                     

81 Mg + O2 KClO3 Mg + HCl AgNO3 + Cu KI + Pb(NO3)2

82 H2O2 H2O + O2 NaHCO3 + HC2H3O2 NaC2H3O2 + H2O + CO2 KI + Pb(NO3)2 KNO3 + PbI2 C2H6 + O2 CO2 + H2O H2SO4 + NaOH Na2SO4 + H2O