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CAPIULO IIPERIODICIDAD QUIMICA Y

REACCIONES QUIMICAS

REACCIONES QUIMICAS

Profesora: Clara Turriate M

Sustancias de uso comercial

Iónicas Na2CO3, NaCl, CaO, NaOH, NH4NO3 Covalentes H20, H2SO4, CHCl3, C2H4, CH4, CH3CH2OH,

C12H22O11

¿Por qué la sal es un sólido de alto punto de fusión y soluble en agua?

¿Por qué las soluciones de NaCl son buenas conductoras de la electricidad , y por qué las soluciones de azúcar no lo son?

Una molécula es un agregado de dos o más átomos en una colocación definitiva que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas

H2 H2O NH3 CH4

Una molécula diatómica contiene sólo dos átomos

H2, N2, O2, Br2, HCl, CO

Una molécula poliatómica contiene más de dos átomos

O3, H2O, NH3, CH4

Un ion monoatómico contiene solamente un átomo

Un ion poliatómico contiene más de un átomo

Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3-

OH-, CN-, NH4+, NO3

-

Un ion es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa.

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EstequiometriaProviene de la palabra griega stoichion que significa constituyente elemental y metrein que significa medida

Estudia las relacionas cuantitativas entre los elementos en los compuestos, y en las sustancias cuando experimentan cambios químicos

Conceptos fundamentales

•Masa atómica•Mol•Número de Avogadro•Leyes ponderables

Formula empírica y fórmula molecular

Fórmula empírica Fórmula Molecular (real)

Fórmula %C %HCH (empírica) 92,3 7,7C2H2(acetileno) 92,3 7,7C6H6(benceno) 92.3 7,7

Fórmula = R Fórmulamolecular empírica R = constante

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REACCIONES QUÍMICAS

Si se te pidiera que pensaras en reacciones químicas y lo asociaras a alguna de estas imágenes, ¿con cuál lo harías?

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REACCIONES QUÍMICAS

¿Desde que te has levantado por la mañana tu vida ha tenido que ver algo con la Química, las reacciones químicas?. ¿Esa relación te produce efectos beneficiosos o perjudiciales?¿Te has planteado alguna vez cómo sería nuestro mundo sin la Química? 

Estequiometria. 2a. sesión

Reacción química

reacción

¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química?

Cuando al poner en contacto dos o más sustancias:

Se forma un precipitadoSe desprenden gasesCambia de colorSe desprende o absorbe energia (calor)Se percibe un “olor”, etcétera

Cambios de energía (luz)

Concepto de reacción química.

“Es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos”.

N2 + 3H2 2NH3

REACTIVOS PRODUCTOS

Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos

Una ecuación química. Presentan la siguiente forma:

En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA

Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en

los dos miembrosCu + 2Ag+

Cu2+ + 2Ag

permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y

la proporción en la que lo hacenECUACIÓN QUÍMICA

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS

FÓRMULAS

indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se

han formado

señalan la proporción en que las sustancias

han participado

C3H8+ O2 CO2

H2O35 4+

Ejemplo de reacción química.

Reactivos Productos

En la reacción: H2 + I2 — 2 HI

se rompen 1 enlace H—H y 1 enlace I —I y se forman 2 enlaces H—I

Los productos pueden variar al cambiar las condiciones( P, T, pH, solvente, catalizador, entre otros), algunas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química (el número de átomos presentes, la carga eléctrica y la masa total)

Reaccion química

sulfato de cobre (II) hierro sulfato de hierro (II) cobre

Escrituras de reacciones químicas Una ecuación química debe contener: todos

los reactivos, todos los productos, el estado físico de las sustancias y las condiciones de reacción

Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa. Debe igualmente haber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos.

20 Símbolos de uso común en ecuaciones químicas

→ Aapunta hacia los productos← Apunta hacia los reactantes↔ Reacción reversible(s) Estado sólido(l) Estado líquido (g) Estado gaseoso(aq) o (ac) Solución acuosa∆ calor↑ gas que se desprende↓ precipitado que se forma

Teoría de las colisiones

Para que se produzca una reacción química es necesario:

1º) que los átomos o moléculas posean la energía cinética suficiente para que al chocar puedan romperse los enlaces de los reactivos (energía de activación).

2º) que el choque posea la orientación adecuada para que puedan formarse los enlaces nuevos.

Perfil de una reacción

reactivos

reactivos

productos

productos

Energía de activación

Energía de reacción

Energía

Catalizadores

Son sustancias que, incluso en cantidades muy pequeñas influyen la velocidad de una reacción, pues aunque no intervengan en la reacción global, si intervienen en su mecanismo con lo que consiguen variar la energía de activación (normalmente disminuirla para que la reacción se acelere).

Perfil de una reacción (sin y con catalizador)

reactivos

EnergíaEnergías de activación

con catalizador

sin catalizador

productos

Q

BALANCE DE ECUACIONES QUIMICAS

Método de simple inspección Método de los coeficientes

indeterminados Método de número de oxidación Método del ion electrón

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Número de oxidaciónLa carga que tendría un átomo en una molécula (o un compuesto iónico) si los electrones fueran completamente transferidos.

1. Los elementos libres (estado no combinado) tiene un número de oxidación de cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0

2. En los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2

3. El número de oxidación del oxígeno es normalmente –2. En H2O2 y O2

2- éste es –1.

4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto cuando está enlazado a metales en los compuestos binarios. En estos casos, su número de la oxidación es –1.

6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o ion es igual a la carga la neta del ion.

5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2 y el flúor siempre es –1.

HCO3-

O = -2 H = +1

3x(-2) + 1 + ? = -1

C = +4

¿Los números de oxidación de todos los elementos en HCO3

- ?

NaIO3

Na = +1 O = -2

3x(-2) + 1 + ? = 0

I = +5

IF7

F = -1

7x(-1) + ? = 0

I = +7

K2Cr2O7

O = -2 K = +1

7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0

Cr = +6

¿Los números de oxidación de todos los elementos en lo siguiente?

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Tipos de ecuaciones químicas

Redox : Cambio en el número de oxidación

No redox: No hay cambio en el número de oxidación

Reacciones especiales

Tipos de reacciones de oxidación-reducción

Reacción de combinación

A + B C

S + O2 SO2

Reacción de descomposición

2KClO3 2KCl + 3O2

C A + B

0 0 +4 -2

+1 +5 -2 +1 -1 0

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Reacciones de desplazamiento

A + BC AC + B

Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2

TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2

Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2

Desplazamiento de Hidrógeno

Desplazamiento de metal

Desplazamiento de halógeno

Tipos de reacciones de oxidación-reducción

0 +1 +2 0

0+4 0 +2

0 -1 -1 0

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Reacciones de doble desplazamiento

AB + CD AD + CB

Tipos de reacciones de oxidación-reducción

Reacción de desproporción

El elemento es simultáneamente oxidado y reducido

Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O0 +1 -1

33 Reacciones de oxidación-reducción(reacciones de transferencia de electrones)

2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)

2Mg 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- 2O2-

Oxidación semirreacción (pierde e-)

Reducción semirreacción (gana e-)

2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e-

2Mg + O2 2MgO

Zn (s) + CuSO4 (ac) ZnSO4 (ac) + Cu (s)

Zn Zn2+ + 2e-

Cu2+ + 2e- Cu

Zn es el agente reductor

Cu2+ es el agente oxidante

El alambre cobrizo reacciona con el nitrato de plata para formar el metal de plata. ¿Cuál es el agente oxidante en la reacción?

Cu (s) + 2AgNO3 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)Cu Cu2+ + 2e-

Ag+ + 1e- Ag Ag+ es reducido

Ag+ es el agente oxidante

Reacción de neutralización

ácido + base sal + agua

HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O

H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O

H+ + OH- H2O

Reacciones de precipitaciónPrecipitado: sólido insoluble que se

separa de la disolución

ecuación molecular

ecuación iónica

ecuación iónica neta

Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3

-

Na+ y NO3- son iones espectadores

Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac)

precipitado

Pb2+ + 2I- PbI2 (s)

Ca2+ + CO32- CaCO3

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Ca + F2 CaF2

Precipitación

Redox (H2 Desplazamiento)

Redox (Combinación)

Clasifique las reacciones siguientes:

Estequiometría de una reacción química.

Es la proporción en moles en la que se combinan los distintos reactivos y en la que se forman los distintos productos de la reacción.

Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la reacción) se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de gases o disoluciones.

Tipos de cálculos estequiométricos.

Con moles. Con masas. Con volúmenes (gases)

– En condiciones normales.– En condiciones no normales.

Con reactivo limitante. Con reactivos en disolución (volúmenes).

6 verdes agotados 6 rojas sobre la izquierda

Reactivo limitante

Antes del inicio de la reacción

Después de completada la reacción

Reactivo limitante

Reactivo en exceso

Reacciones con reactivo limitante

Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos.

En estos casos, uno de los reactivos quedará en excesoexceso y no reaccionará todo él.

El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitantereactivo limitante, ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2

46 g — 36 g ——— 80 g

10 g — m(H2O) — m(NaOH) m(H2O) = 7,8 g

lo que significa que el sodio es el reactivo limitanteel sodio es el reactivo limitante y que el agua está en exceso(no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)

m (NaOH) = 80 g · 10 g / 46 g = 17,4 g17,4 g

Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la reacción se desprende también hidrógeno.

El rendimiento en las reacciones químicas.

%Rendimiento R.experimental X 100 R.teorico

En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto de lo esperado a partir de los cálculos estequiométricos.Esto se debe a:

Perdida de material al manipularlo.Condiciones inadecuadas de la reacción.Reacciones paralelas que formas otros productos.

Se suele expresar en % rendimiento a:

=

Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad suficiente para que precipite todo el cloruro de plata. Determina la masa de este producto que obtendremos si el rendimiento de la reacción es del 85 %.

n(NaCl) = V · Molaridad = 0,01 L · 1 mol/L NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

1 mol 143,4 g 0,01 mol m (AgCl) De donde m(AgCl) = 1,43 g 1,434 g · 85

mAgCl (obtenida) = ————— = 1,22 g1,22 g 100

Riqueza La mayor parte de las sustancias no suelen

encontrarse en estado puro. Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la

muestra. m (sustancia pura)

riqueza = ———————— · 100 m (muestra)

Ejemplo:Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos

96200 g · ——— = 192 g de NaOH puro 100

Energía de las reacciones químicas. En todas las reacciones químicas se produce

un intercambio energético con el medio (normalmente en forma de calor) debido a que la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es distinta a la almacenada en los enlaces de los productos de la reacción.

EREACCIÓN = EPRODUCTOS – EREACTIVOS

Ejemplos de reacciones termoquímicas

Reacción endotérmica:2 HgO (s) +181,6 kJ 2 Hg (l) + O2 (g)

Se puede escribir:2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2(g); HR = 181,6 kJ

Reacción exotérmica:C (s) + O2 (g) CO2 (g) +393,5 kJ

Se puede escribir:C (s) + O2 (g) CO2 (g); HR = –393,5 kJ

Procesos reversibles e irreversibles Un proceso irreversibleproceso irreversible es el que tiene lugar en

un sólo sentido. Por ejemplo, una combustión; la energía desprendida se utiliza en calentar el ambiente y se hace inaprovechable para regenerar los reactivos.

Un proceso es reversibleproceso es reversible cuando tiene lugar en ambos sentidos, es decir, los productos una vez formados reaccionan entre sí y vuelven a generar los reactivos.

Ejemplo de proceso reversible

La reacción de formación del ioduro de hidrógeno es reversible:

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

El símbolo se utiliza en las reacciones reversibles para indicar que la reacción se produce en ambos sentidos.

Ejemplo.

Determinar la suma de los coeficientes estequimetricos en la ecuación química.

Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+

14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

Masa equivaqlente (Meq): en reacciones de oxido- reducción

Meq Masa molar ө

Ө = numero de electrones ganados o perdidos

=

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g CO2 mol CO2 mol C g C

g H2O mol H2O mol H g H

La combustión de 1,123 g de una sustancia X produce 3.447 g de CO2 y 1,647 g de H2O

FE=Fórmula empírica C3H7

FM= Fórmula molecular C6H14

XO2 no

consumido

Calor

Absorbente de H2O

Absorbente de CO2

En otro experimento se determina que la masa molar del compuesto era 86,2 g/mol. Determinar la FE y la FM.

Ejemplo

COMPUESTOS IÓNICOS

1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC)

2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua..

3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)

5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).

COMPUESTOS COVALENTES

1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)

2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.

3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.

5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.