Carrera: GESTION AMBIENTAL

Presentación del tema: "Carrera: GESTION AMBIENTAL"— Transcripción de la presentación:

1 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

2 utpl REACCIONES QUIMICAS

3 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)

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

5 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 KOH + H2 2 K + 2 H2O KOH + H2    

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

7 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 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

8 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

9 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.

10 H2O + MnO4 + ClO2- MnO2 + ClO4- + OH-
utpl +1 -2 +7 -2 +3 -2 +4 -2 +7 -2 -2 +1 - 2 H2O MnO ClO MnO ClO 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-

11 As2S3 + HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4
+3 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +1 +5 -2 +1 -1 +1 +6 -2 As2S HClO H2O H3AsO 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 2As2S HClO H2O H3AsO HCl + H2SO4 12 4 7 6

12 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 Cl HBr Br HCl 2 -1 Cl HCl se reduce - 1 HBr Br se oxida AGENTE OXIDANTE: Cl2 AGENTE REDUCTOR: HBr

13 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 A=B A = 2C + D A = (1) = B 3(1) = 2(1) + D C = = B  = 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 CO2 + 1 H2O

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

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

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

17 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) NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)

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

19 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

20 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 H 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

21 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. CH O2 → CO H2O ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para quemar 1,20 moles de alcohol etilico C2H5OH. Rta: 3,6 mol de O2.

22 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

23 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

24 SOLUCIONES

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

26 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

27 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

28 FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

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

30 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

31 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

32 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.

33 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.

34 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.

35 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).

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

37 VELOCIDAD DE REACCION Y EQUILIBRIO CONSTANTE

38 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.

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

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

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

42 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

43 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

44 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.

45 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  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

46 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.

47 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)

48 ÁCIDOS Y BASES

49 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

50 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+

51 Algunos ácidos comunes
Name Formula Common Name Sulfuric Acid H2SO Battery acid Phosphoric acid H3PO Lime-Away Carbonic acid H2CO Soda – Pepsi/Coke Hydrochloric Acid HCl Stomach Acid Acetic Acid CH3COOH Vinegar .

52 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

53 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 .

54 NEUTRALIZACIÓN Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACION [p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3] Ácido Base Agua + Sal HCl NaOH H2O + NaCl H3PO KOH H2O + K3PO4 H OH H2O Disolución neutra

55 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

56 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 NH N H Cl- Par ácido-base conjugado NH H HO « NH OH- Base ( receptor) Acido (donador) Par conjugado NH H2O « NH OH- Base débil Acido débil Ácido fuerte Base fuerte Par conjugado

57 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

58 ESCALA pH

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