Materia: QUÍMICA

Escuela de Ciencias Biológicas y Ambientales

Docente: Ing. Verónica Cueva

Bimestre: II Bimestre

Abril – Agosto 2009

1

Carrera: GESTION AMBIENTAL

REACCIONES

QUIMICAS

“Proceso mediante el cual las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad”

Sustancias reaccionantes → Productos de la reacción

2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O

CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)

BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS

Saber las fórmulas, escribirlas

correctamente.

Asignar coeficientes. LOS SUBINDICES NO

DEBEN SER ALTERADOS

Escoger el método adecuado.

2 H2O 2 H2 + O2

Coeficientes

Subíndices

• Por Tanteo: Útil en reacciones sencillas.

1.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 2 KOH + H2

2 K + 2 H2O 2 KOH + H2    

• Oxido-Reducción

Oxidación: Perdida de electrones, ganancia de valencia

Reducción: Ganancia de electrones, perdida de valencia

ESCALA DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN

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 1-

3. El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2- excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1-

0 0

Al ; O2 ;

1+      1+ 1+

HClO ; KOH ; H2O

      1-    1-

MgH2 ; LiH

   2-       2-       2-

CO2 ; Al2O3 ;   H2O

     1-      1-

K2O2 ; H2O2

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-    1-   1-

HF ; HCl ; HBr ; HI

    2-       2-    2-

H2S ; Na2S ; FeS4+ 2-

C O2

3+ 2-

Fe2 O3

Pasos de igualación Redox

1. Escribir la ecuación de la reacción.

2. Asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados de la ecuación

3. Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen.

4. Colocar el número de electrones cedidos o ganados por cada átomo.

5. 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.

H2O + MnO4 + ClO2- MnO2 + ClO4

- + OH-+1 -2 +7 -2+3 +4 -2 +7 -2 -2 +1-2

Reduce

Oxida

Gana 3e- x 1 átomo = 3e-

Pierde 4e- x 1 átomo = 4e-

4 - 4 32 43

AGENTE OXIDANTE: MnO4-

AGENTE REDUCTOR: ClO2-

+3 +1 +7 -2 -2 +1

As2S3 + HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4 -2 -2 +1 +1 +5 +1 -1 +6 -2

Oxida

Oxida

Reduce

2As2S3 + 7HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4

Pierde 2e- x 2 átomos = 4e-

Pierde 8e- x 3 átomos = 24e-

Gana 8e- x 1 átomos = 8e-

28e-

28 / 4= 7e- 8 / 4= 2e-

4 7 612

AGENTE OXIDANTE: HClO4

AGENTE REDUCTOR: As2S3

Cl2 + HBr Br2 + HCl 2

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

Cl2 HCl se reduce

HBr Br2 se oxida

0 -1

- 1 0

AGENTE OXIDANTE: Cl2

AGENTE REDUCTOR: HBr

Reacciones complejas, proceso matemático que implica resolver ecuaciones simples

• ALGEBRAICO

A B C D

(NH4)2CO3 NH3 + CO2 + H2O

N:  2A = B C : A = C H:  8A = 3B + 2DO: 3A = 2C + D

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

CombustiónCombustión: Hidrocarburo + O2 CO2 + H2O

C (s) + O2(g) CO2 (g)

2H 2 (g) + O2(g) 2H2O (g)

CH4(g) + 2O2(g) --------> CO2(g) + H2O(l)

C6H12O6 + O2 H2O + CO2

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

SíntesisSíntesis: A + B C

2Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s)

+

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

Descomposición:Descomposición: AB A + B

2H2O (l) 2H2 (g) + O (g)

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Sustitución SimpleSustitución Simple: A + BC AC + B

Mg (s) + Cu2SO4 (s) MgSO4(s) + Cu (s)

+ +

Sustitución DobleSustitución Doble: AB + CD AD + CB

2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) 2NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)

ESTEQUIOMETRIA

Cálculos con base en ecuaciones químicas

RAZONES MOLARESPaso 1: escriba la reacción utilizando símbolos químicos.

NO + O2 → NO2

Paso 2: ajuste la ecuación química.

2 1 2

2 mol NO1mol O2

2 mol NO2 mol NO2

1 mol O2

2 mol NO2

1 mol O2

2 mol NO2 mol NO2

2 mol NO2 mol NO2

1mol O2

CÁLCULOS DE MOL A MOL

¿Cuántos moles de H2O se producen cuando se queman 2,72 moles de H2 en un exceso de O2?

H2 + O2 → H2O 2

Utilice el factor estequiométrico o la relación de moles en una ecuación:

nH2O = 2,72 mol H2 × = 2,72 mol H2O2 mol H2O

2 mol H2

CÁLCULOS DE MOL A MOL

¿Cuántas moles de H2O pueden producirse si reaccionan 3,5 moles de metano con oxígeno en exceso? Rta: 7 mol de H2O.

CH4 + O2 → CO2 + H2O

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

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

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

SOLUCIONES

Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias que intervienen en

proporciones variables.

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

TIPOS DE SOLUCIONES

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

SOLUBILIDAD - Terminología

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

Efecto de la temperatura

Compuestos iónicosGases

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

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

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

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.

% ( / )tan

p pm asa de subs cia

m asa to ta l 1 0 0

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.

% ( / )tan

p vm asa de subs cia

vo lum en to ta l 1 0 0

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.% ( / )

tanv v

vo lum en de subs cia

vo lum en to ta l 1 0 0

EXPRESIONES 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).

1 3 07 5 0

1 0 0

1 3 0 7 5 0

1 0 0

. % ( / )tan

( ).

v vvo lum en de E ol

m L

Volum en mLmL

EJEMPLO DE CONCENTRACION

Molaridad Se refiere a la concentración de una

especie molecular o a un ion.

Mmoles de subs cia

Volum en de So lucion en L itros

m olesm asa de subs cia

peso form ula o peso m olecu lar

tan

tan

EXPRESIONES DE CONCENTRACION

VELOCIDAD DE REACCION

Y EQUILIBRIO CONSTANTE

Ejemplos de reacciones rápidas (en segundos) Sumergir sodio metálico en agua. Calentar una cinta de magnesio.

Sodio en agua Magnesio calentado

Ejemplos de reacciones lentas (días, semanas) • Descomposición de una manzana.• Un clavo oxidado.

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

FACTORES QUE AFECTAN LA V.R.

Colisiones

Orientación

Energía de activación.

La temperatura.

La concentración de los reactantes

La presencia de catalizadores

La naturaleza de los reactantes.

FACTORES QUE GOBIERNAN LA V.R.

La velocidad de las reacciones químicas aumenta conforme aumenta la

temperatura.

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

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.

Concentración de los reactantes

Por ejemplo: al encender el carbón

para la parrilla

La velocidad de las reacciones químicas se puede modificar agregando una

sustancia llamada catalizador.

Presencia de Catalizadores

La naturaleza de los reactantesLas reacciones entre iones en disolución.

Las reacciones homogéneas.

Las reacciones químicas pueden ser:

Ocurren hasta consumir el reactivo limitante (si lo hay). La flecha apunta hacia la derecha.

2 Mg + O2 2 MgO

Los productos formados reaccionan regenerando las sustancias originales

directa entre A y B para formar C y D, y

inversa entre C y D para regenerar A y B.

Irreversibles

Reversibles

H2 + I2 2 HI

2 HI H2 + I2

H2 + I2 2 HI

Equilibrio químicoC

once

ntra

cion

es (

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.

EQUILIBRIO QUIMICO (K)

Para una reacción general:

a A + b B c C + d D

ba

dc

cBA

DCK

Para la reacción:

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

22

2

C I•H

HIK

EXPRESION DE LA CONSTANTE KConsiste en una ecuación general que representa la reacción en

equilibrio.

ÁCIDOS Y BASES

ACIDOS 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+

BASES 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

TEORIA DE ARRHENIUS

A. FUERTESA. FUERTESSe ionizan totalmente en agua para formar iones hidronio

Ácido fuerteÁcido fuerte

Ácido débilÁcido débil

Cede fácilmente un protón

Cede con dificultad un protón

HCl, HClO4, HNO3, H2SO4

CH3COOH, H2CO3, HCN, HF

A. DÉBILESA. DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción en solución diluida

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

HCl+ H2O H3O+ + Cl-

ACIDOS FUERTES Y DEBILES

Algunos ácidos comunes

Sulfuric Acid H2SO4 Battery acidPhosphoric acid H3PO4 Lime-Away Carbonic acid H2CO3 Soda – Pepsi/Coke Hydrochloric Acid HCl Stomach Acid Acetic Acid CH3COOH Vinegar

Name Formula Common Name

.

BASES FUERTES Y DÉBILES

Base fuerte

Base fuerte

Basedébil

Basedébil

Acepta fácilmente un protón

Acepta un protón con dificultad

NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2

NH3,C6H5NH2, CH3NH3Cl

Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza:

TOTALMENTE: bases FUERTES

PARCIALMENTE: bases DÉBILES

Algunas bases comunes

Sodium hydroxide NaOH lye or caustic soda Potassium hydroxide KOH lye or caustic potash Magnesium hydroxide Mg(OH)2 milk of magnesia

Name Formula Common Name

.

Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACIONReacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACION

[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]

Ácido + Base Agua + Sal

HCl + NaOH H2O + NaCl H3PO4 + 3KOH 3H2O + K3PO4

H+ + OH- H2O

Disolución neutra

NEUTRALIZACIÓN

Ácido : Especie que tiene tendencia a donar protones: H+

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar protones: H+

Ácido masfuerte

Base mas fuerte

Base másdébil

Ácido másdébil

Transferenciaprotónica

Par ácido-base conjugado

TEORIA DE BRØNSTED-LOWRY

HCl + H2O H3O+ + Cl-

Donador de Receptor de protones protones

Acido Base

HCl + H2O H3O+ + Cl-

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)

TEORIA BRØNSTED-LOWRY

Ácido masfuerte

Base mas fuerte

Base másdébil

Ácido másdébil

Transferenciaprotónica

Par ácido-base conjugado

HCl + NH3 N H4+ + Cl-

NH3 + H HO NH4+ + OH

Base ( receptor) Acido (donador)

NH3 + H2O NH4+ + OH

Base débil Acido débil Ácido fuerte Base fuerte

Par conjugado

Par conjugado

Ácido: sustancia capaz de captar (y compartir) un par de electrones Base: sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones

TEORIA DE LEWIS

B + :N H

H

H

N H

H

H

BF

:F:

:

:

::

:

:::

:

:F

:F

:F

:F

Acido Base

ESCALA pH

59