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Materia: QUÍMICA

Escuela de Ciencias Biológicas y Ambientales. Carrera: GESTION AMBIENTAL. Materia: QUÍMICA. Docente: Ing. Verónica Cueva. Bimestre: II Bimestre Abril – Agosto 2009. REACCIONES QUIMICAS. “Proceso mediante el cual las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad”.

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Presentation Transcript

  1. Escuela de Ciencias Biológicas y Ambientales Carrera: GESTION AMBIENTAL Materia: QUÍMICA Docente: Ing. Verónica Cueva Bimestre: II Bimestre Abril – Agosto 2009

  2. REACCIONES QUIMICAS

  3. “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 2 H2 + O2 Coeficientes

  5. Por Tanteo: Útil en reacciones sencillas. • Escribircorrectamentelaecuación 2. Igualar la ecuación tomando en cuenta el siguiente orden: No metales/Metales/Hidrógeno/Oxígeno 3. Ecuación balanceada K + H2O KOH + H2 2 K + 2H2O 2KOH + H2 2 K + 2 H2O 2 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 1- 3. El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2- excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1-

  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:

  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. Reduce Oxida H2O + MnO4 + ClO2- MnO2 + ClO4- + OH- +3 -2 +1 -2 +7 -2 +4 -2 +7 -2 -2 +1 - 2 4 4 4 3 3 Gana 3e- x 1 átomo = 3e- Pierde 4e- x 1 átomo = 4e- AGENTE OXIDANTE: MnO4- AGENTE REDUCTOR: ClO2-

  11. +3 -2 -1 +6 -2 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +1 +5 +1 +1 As2S3 + HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4 Pierde 2e- x 2 átomos = 4e- Oxida 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 2As2S3 + 7HClO4 + H2O H3AsO4 + 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 2 Cl2 + HBr Br2 + HCl 0 -1 Cl2 HCl se reduce - 1 0 HBr Br2 se oxida AGENTE OXIDANTE: Cl2 AGENTE REDUCTOR: HBr

  13. ALGEBRAICO Reacciones complejas, proceso matemático que implica resolver ecuaciones simples N:  2A = B C : A = C H:  8A = 3B + 2D O: 3A = 2C + D A =  C 2A=B 3A = 2C + D A = 1 2(1) = B 3(1) = 2(1) + D C =1 2 = B  3 = 2 + D 3 - 2 = D 1 = D A:   1 B :  2 C:  1   D: 1

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

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

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

  17. Sustitución Simple: A + BC  AC + B 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) 2NaCl(ac) + Cu(OH)2(s) TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Mg (s) + Cu2SO4 (s) MgSO4(s) + Cu (s) + + Sustitución Doble: AB + CD  AD + CB

  18. Cálculos con base en ecuaciones químicas ESTEQUIOMETRIA

  19. 2 mol NO 2 mol NO2 1 mol O2 1 mol O2 2 mol NO 2 mol NO2 1mol O2 1mol O2 2 mol NO2 2 mol NO 2 mol NO 2 mol NO2 RAZONES MOLARES Paso 1: escriba la reacción utilizando símbolos químicos. Paso 2: ajuste la ecuación química. 2 1 2 NO + O2 → NO2

  20. 2 Utilice el factor estequiométricoo la relación de moles en unaecuación: 2 mol H2O nH2O = 2,72 mol H2× = 2,72 mol H2O 2 mol H2 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

  21. 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.

  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 REACCIONY 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 Las reacciones entre iones en disolución. Las reaccioneshomogéneas.

  45. Las reacciones químicas pueden ser: • Irreversibles Ocurren hasta consumir el reactivo limitante (si lo hay). La flecha apunta hacia la derecha. 2 Mg + O22 MgO • Reversibles Los productos formados reaccionan regenerando las sustancias originales H2 + I2 2 HI directaentre A y B para formar C y D, y 2 HI H2 + I2 inversaentre C y D para regenerar A y B. 2 HI H2 + I2

  46. Concentraciones (mol/l) Equilibrio químico [HI] [I2] [H2] Tiempo (s) EQUILIBRIO QUIMICO (K)  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 ACIDOS 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- • 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+ 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+

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