Reacciones Quimicas Clase Cepre PPT

ESTEQUIOMETRÍAESTEQUIOMETRÍAESTEQUIOMETRÍAESTEQUIOMETRÍAProfesora: Ing. Bertha Cárdenas Vargas

PROCESOS FÍSICOS Y QUÍMICOS

CAPÍTULO 1

Procesos o cambios físicosProcesos o cambios físicos Procesos o cambios químicos.Procesos o cambios químicos.Reacciones químicasReacciones químicas

En la naturaleza se producen gran variedad de cambios, como la dilatación de un metal, los cambios de estado del agua, la oxidación de algunos metales, el movimiento de los coches, etc.

Las sustancias mantienen su naturaleza y sus propiedades esenciales, es decir, siguen siendo las mismas sustancias.

Las sustancias cambian su naturaleza, se transforman en otras distintas, que tienen propiedades diferentes.

La ceniza que se crea en la hoguera es una sustancia distinta a la madera.

El balón de fútbol en movimiento sigue siendo un balón.

La herrumbre que se forma en la viga es una sustancia distinta al hierro.

En la fotosíntesis, las plantas producen oxígeno y nutrientes a partir de dióxido de carbono y agua.

La mantequilla, al derretirse, sigue siendo mantequilla.

La botella rota sigue siendo de

vidrio.

PROCESOS FÍSICOS Y QUÍMICOS

REACCIONES QUÍMICAS

CAPÍTULO 2

Reacciones QuímicasLas reacciones químicas son cambios químicos, en ellas unas sustancias desaparecen y se transforman en otras

distintas.

A los componentes que entran en reacción se les llama reactivos y a los obtenidos productos.

Por ejemplo, al arder metano (CH4) con oxígeno (O2) se forma dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O) , sustancias distintas a las anteriores.

Ecuaciones QuímicasUna ecuación química es la representación escrita y abreviada de una reacción química.

A la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos (sustancias reaccionantes)

A la derecha se escriben las fórmulas de los productos (sustancias resultantes)

Separadas por una flecha.

También pueden contener información sobre el estado físico de las sustancias y sobre las condiciones de la reacción.

Ejemplo: Descomposición carbonato de calcioCaCO3 CaO + CO2

Δ(s) (g)(s)

Ecuaciones QuímicasLas ecuaciones tienen que estar ajustadas (igualadas, balanceadas), es decir, tiene que haber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se utilizan entonces, coeficientes estequiométricos, que son números que se colocan delante de las fórmulas de reactivos y productos.

3 2 3CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O

Ejemplo: Combustión de etanol

6 7C6H14O4 + O2 → CO2 + H2O 6

2. Ajustar H.

2 C6H14O4 + 15 O2 → 12 CO2 + 14 H2O

4. Multiplicar por dos3. Ajustar O.

Comprobar todos los elementos.

Ecuación Química:

1. Ajustar C.

Ejemplo: Combustión de trietilenglicol

Ecuaciones Químicas

Al + HCl → AlCl3 + H2

Ecuación química

Ajuste de la ecuación

2 6 2 3

Ejemplo: Reacción del aluminio con ácido clorhídrico

Ejemplo: Combustión pentano

Ejemplo: Reacción de monóxido de nitrógeno con oxígeno

Ecuaciones Químicas

Teoría de las Reacciones QuímicasTeoría de las colisiones. Estado de transición

Una reacción química supone la ruptura de ciertos enlaces de las moléculas de reactivos y la formación de otros nuevos, para dar lugar a las moléculas de productos.

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:

Ejemplo: Formación de cloruro de sodio

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

CAPÍTULO 3

Tipos de reacciones químicas

• SíntesisSíntesis: A + B C• DescomposiciónDescomposición

–Simple: A B + C–Mediante reactivo:AB + C AC + BC

• SustituciónSustitución (desplazamiento): AB + C AC + B

• Doble sustituciónDoble sustitución (doble desplazamiento): AB + CD AC + BD

2 H2 + O2 2 H2O

CaCO3 CaO + CO2

2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2

PbO + C CO + Pb

HCl + NaOH NaCl + H2O

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

• Energía de las reacciones químicas.

Si en la reacción se desprende calor ésta se denomina “exotérmica” y si se consume calor se denomina “endotérmica”.

•Si EREACCIÓN > 0, EPRODUCTOS > EREACTIVOS

por tanto, se absorbe calor endotérmica

•Si EREACCIÓN < 0, EPRODUCTOS < EREACTIVOS

por tanto, se desprende calor exotérmica

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); ER = 181,6 kJ

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

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

BALANCEO DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA

CAPÍTULO 4

BALANCEO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

• El número de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los productos.

• Se llama ajuste a la averiguación del número de moles de reactivos y productos.

¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas de reactivos o productos.

• Métodos de ajuste:– Tanteo (en reacciones sencillas).– Algebraicamente (en reacciones más complejas)

resolviendo un sistema de ecuaciones.

Ejemplo: Ajustar la siguiente reacción:HBr +Fe FeBr3 + H2

• Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y productos. a HBr + b Fe c FeBr3 + d H2

• H) a = 2d Br) a = 3c Fe) b = c

• Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3

• Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos los siguientes coeficientes:

• a = 6, b = 2, c = 2 y d = 3.

• Por tanto la ecuación ajustada será:

6 HBr +2 Fe 2 FeBr3 + 3 H2

Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteo:

• a) C3H8 + O2 CO2 + H2O

• b) Na2CO3 + HCl Na Cl + CO2 + H2O

• c) PBr3 + H2O HBr + H3PO3

• d) CaO + C CaC2 + CO

• e) H2SO4 + BaCl2 BaSO4 + HCl

Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico:

• a)a) a KClO3 b KCl + c O2

K) a = b; Cl) a = b; O) 3a = 2c

Sea a = 1. Entonces b = 1 y c = 3/2

Multiplicando todos los coeficientes por 2:

2 KClO3 2 KCl + 3 O2

• b) b) a HCl + b Al c AlCl3 + d H2

H) a = 2d; Cl) a = 3c; Al) b = c

Sea c = 1. Entonces b = 1, a = 3 y d = 3/2

Multiplicando todos los coeficientes por 2:

6 HCl + 2 Al 2 AlCl3 + 3 H2

Antes de estudiar el método REDOX daremos unas definiciones importantes.

• Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-.

• Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-.

• Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.

METODO REDOX

• Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.

• Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.

En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación)

METODO REDOX

Fe + O2 Fe2O3

Identificamos los números de oxidación

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

Realizamos dos semiecuaciones con los elementos que se oxidan y se reducen e igualamos

atómicamente

2Fe Fe2

3 O2 2 O3

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

Identificamos los elementos que se oxidan y se reducen

Se oxida

Se reduce

METODO REDOX

2Fe - 6e Fe2

3O2 + 2e

Igualar atómicamente añadiendo coeficientes a cada uno de los compuestos y eléctricamente sumando o

restando electrones

METODO REDOX

En base a los electrones que se sume o se reste, se intercambian los valores encontrados y multiplicamos miembro a miembro y sumamos algebraicamente

2Fe - 6e Fe2

3O 2 + 2e

2Fe - 6e Fe2 9O 2 +6e 6 O3

2Fe + 9 O2 Fe2 + 6O3

METODO REDOX

• Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos) estudiados en el equilibrio iónico.

• Recapitulando, tenemos los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo.

METODO ION - ELECTRÓN

• Las sales se disocian en el catión positivo y el OH-

El método del ión-electrón, en general, es un poco más largo que el del número de oxidación; sin embargo, por ser más sistemático, es menos probable que conduzca a error. Además este método es más práctico cuando se trate de balancear ecuaciones iónicas, evitándose determinar los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál se reduce, ya que aquí se oxida el que pierda e-, es decir, la ecuación donde aparezcan los e-, hacia la derecha; y se reduce el que gane e-, es decir, la ecuación donde aparezcan los e-hacia la izquierda.

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR MÉTODO IÓN-ELECTRÓN

Se debe balancear la siguiente ecuación:

MnO4-(ac) + Fe2+

MedioÁcido

Fe3+(ac) + Mn2+

Paso 1• Se identifican y se escriben las ecuaciones de las

semirreacciones. Los estados de oxidación en la semi-rreacción en que participa el ion permanganato indican que el manganeso se reduce.

• Como el estado de oxidación del manganeso varia de +7 a +2, se reduce. Por tanto ésta es la semi-rreacción de reducción. Tiene electrones como reactivos aunque todavía no se escriben. La otra semi-rreacción es la oxidación de hierro(II) a hierro(III) y es la semi-rreacción de oxidación.

Paso 2

Se balancea cada semi-rreacción

• Para la reacción de reducción se tiene que: MnO4- Mn2+

(El manganeso ya está balanceado)

• Se balancea el oxígeno añadiendo 4H2O al lado derecho de la ecuación: MnO4

- Mn2+ + 4H2O

• A continuación se balancea el hidrógeno añadiendo 8H+ al lado izquierdo: 8H+ + MnO4

- Mn2+ + 4H2O

Todos los elementos están balanceados pero es necesario balancear los cargos usando electrones. De momento se tienen las siguientes cargas para reactivos y productos en la semi-reacción de reducción.

8H+ + MnO-4 Mn2+ + 4H2O

8+ + 1- 2+ + 0

Paso 2

• Se igualan las cargas añadiendo cinco electrones al lado izquierdo.

5e- + 8H++ MnO4- Mn2+ + 4H2O

• Ahora tanto los elementos como las cargas se encuentran balanceados por lo que ésta es una semi-rreacción de reducción balanceada. El hecho de que aparezcan cinco electrones del lado de los reactivos de la ecuación es lógico porque se requieren cinco electrones para reducir de MnO4

-(en donde Mn tiene estado de oxidación de +7) a Mn2+ (en donde Mn tiene estado de oxidación de +2).

Paso 2

• Para la reacción de oxidación Fe2+Fe3+ los elementos se encuentran balanceados, por lo que sólo hay que balancear la carga.

Fe2+ Fe3+ 2+ 3+

• Se necesita un electrón del lado derecho para tener carga neta 2+ en ambos lados.

Fe2+ Fe3+ + e-

Paso 2

• Se iguala el número de electrones que se transfieren en las dos semirreacciones. Como en la semi-rreacción de reducción hay transferencia de cinco electrones y en la semi-rreacción de oxidación sólo se transfiere un electrón, hay que multiplicar la semi-rreacción de oxidación por 5.

5Fe2+ 5Fe3+ + 5e-

Paso 3

Se suman las semireacciones

Paso 4

• Obsérvese que los electrones se cancelan (como es lógico) para obtener la ecuación final balanceada.

• Se indican los estados físicos de reactivos y productos (ac) y (l) en este caso únicamente en la ecuación final balanceada.

Paso 4

5Fe2+(ac) + MnO4(ac) + 8H+

(ac) 5Fe3+(ac) + Mn2+

(ac) + 4H2O(l)

Verificar que los elementos y las cargas estén balanceados.

Elementos

5Fe, 1Mn, 40, 8H 5Fe, 1Mn, 40, 8H

Cargas 17+ 17+

Paso 5

PROPIEDADES FUNDAMENTALES DE LA

MATERIA

CAPÍTULO 5

Leyes fundamentales de la Química.

• Ley de conservación de la masa (Lavoisier).

• Ley de proporciones definidas (Proust).

• Ley de proporciones múltiples (Dalton).

• Ley de proporciones recíprocas (Ritcher)• Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac).

Hipótesis de AvogadroTEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Ley de conservación de la masa (Lavoisier).

• “En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”.

• Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

Ley de proporciones definidas (Proust).

• “Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”.

• Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.

Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos.

Azufre + Hierro Sulfuro de hierro

4 g 7 g 0 g Inicial

11 g Final

4 g 10 g 0 g Inicial

3 g 11 g Final

8 g 7 g 0 g Inicial

4 g 11 g Final

Azufre + Hierro Sulfuro de hierro

9 g 33 g Final

5 g 55 g Final

13’5 g 24’9 g 0 g Inicial

1’275 g 37’125 g Final

Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos.

Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre: a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá; b) si se descompo-nen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán?

a)a) Azufre + Oxígeno Trióxido de azufre 8 g 12 g 20 g

1 g m(O2) m(SO3)

1g · 12 g 1 g · 20 gm(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g

8 g 8 g

b)b) m(S) m(O2) 100 g

100 g · 8 g 100 g · 12 gm(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g 20 g 20 g

Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac).

“A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gasesgases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”.

Ejemplo de la ley de volúmenes de combi-nación (Gay-Lussac).

• 1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno.

• 1 litro de nitrógeno se combina con 3 litros de hidrógeno para dar 2 litros de amoniaco.

• 1 litro de oxígeno se combina con 2 litros de hidrógeno para dar 2 litros de agua (gas).

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

CAPÍTULO 6

n x masa molar del elementomasa molar del compuesto

x 100%

n es el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto

%C =2 x (12.01 g)

46.07 gx 100% = 52.14%

%H =6 x (1.008 g)

46.07 gx 100% = 13.13%

%O =1 x (16.00 g)

46.07 gx 100% = 34.73%

52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%

Composición centesimal

DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y

MOLECULAR

CAPÍTULO 7

Fórmulas Empíricas y Moleculares

Empírica indica sólo tipo y proporción de

átomos en la molécula.

Molecular indica tipo y número de átomos en la molécula.

Por lo tanto, dos o más compuestos pueden tener igual fórmula empírica, pero difieren en la molecular.

Ejemplos:Benceno (empírica: CH; molecular: C6H6) Etino (empírica: CH; molecular: C2H2).

DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS

Experimentalmente, se analizan los elementos que constituyen el compuesto y su composición (%). Con estos datos y, conociendo las masas atómicas de los elementos, se deduce la fórmula empírica según:

1. Cálculo de n de cada elemento presente (base de cálculo: 100 g de muestra).

2. Transformación de la relación de moles para que resulte una relación entre números enteros sencillos (dividiéndolas todas por la menor de ellas)

3. La anterior es la relación que existe entre los átomos que forman la molécula, es decir, la fórmula empírica.

Conocida la fórmula empírica y la masa molar del compuesto, se puede determinar la fórmula molecular:

1. Determinación de la masa molar correspondiente a la fórmula empírica.

2. Cálculo del número de veces que se repite la fórmula empírica en cada molécula de compuesto (dividiendo la masa molecular del compuesto por la masa obtenida para la fórmula empírica.

3. Multiplicación de todos los subíndices de la fórmula empírica por el valor anterior, con lo que se obtiene la fórmula molecular.

Ejemplo:

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