REACCIONES QUÍMICAS

1. REACCIONES QUÍMICAS

2. Cuando una o más sustancias sufren un cambio que implica cambio de naturaleza estamos ante una REACCIÓN QUÍMICA Algunos cambios observables a simple vista indican que se produce una cambio químico, por ejemplo…. Desprendimiento de gases Aparición de sólidos Desprendimiento de luz y calor

3. Y qué dice la TEORÍA ATÓMICA de todo esto, como lo explica … fácil recordemos átomos, moléculas, Dalton…

4. Ya sabríamos describir una reacción química: Bastaría con explicar lo que tenemos al principio, lo que tenemos al final y en que circunstancias ocurre el cambio Yo tenía un trozo de cinc . Lo eché en un bote con ácido clorhídirco y empezaron a formarse burbujas . Al cabo del rato el cinc había desaparecido , dejaron de salir burbujas. Pero esto no queda muy científico que digamos y por tanto da poca información para todas las palabras usadas, ¿verdad?

5. Por eso en química usamos un lenguaje propio y las reacciones se representan mediante las ecuaciones químicas La reacción descrita de forma más científica, y por tanto con más información: • Zn +2 HCl ZnCl2 + H2 • Esta ecuación a nivel molecular se puede representar por este esquema:

6. (s) (s) (g) Una 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 calcio Δ CaCO3 CaO + CO2

7. 2 3 3 CH3CH2OH + O2 CO2+ H2O Las ecuaciones tienen que estar ajustadas (igualadas, balanceadas), es decir, tiene que haber el mismo número de átomos de cada elemento al inicio y al final del proceso. Se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números que se colocan delante de las fórmulas de reactivos y productos e indican el número de moles que intervienen en la reacción. Ejemplo: Combustión de etanol

8. 6 2 3 2 Ejemplo: Reacción del aluminio con ácido clorhídrico Ecuaciónquímica … ajustada Al + HCl→ AlCl3 + H2

9. ¿Como ajustar una reacción de combustión? 1ºAjustamos los átomos de hidrógeno. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de agua, para ajustar estos. C2H6 + O2 CO2 + H2O 3

10. 2º.-Ajustamos los átomos de carbono. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de dióxido de carbono, para ajustar estos. C2H6 + O2 CO2 + 3 H2O 2

11. 3º.-Ajustamos los átomos de oxigeno. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de oxígeno, para ajustar estos. C2H6+ O2 2 CO2+ 3 H2O 7/2 Es perfectamente posible usar coeficientes fraccionarios. Recuerda que realment representan en que proporciones reaccionan las sustancias

12. Para poder representarla ,eliminamos el coeficiente fraccionario, multiplicando por 2 los coeficientes: 2 C2H6 + 7 O2 4CO2 + 6H2O Y también se pueden ajustar planteando una ecuación para cada elemento. Las incógnitas son los coeficientes. ¿Quién es capaz de repetir este ejemplo usando ecuaciones?

13. Se trata de averiguar el valor de unas cuantas incógnitas: los coeficientes a, b, c, d a C2H6+ b O2 c CO2+ d H2O Pero estos coeficientes están relacionados entre si, relaciones que se escriben como ecuaciones: Por el C 2 a = c Por el O 2·b = 2·c + d Por el H 6·a = 2·d Pero aquí pasa algo ¿verdad? Exacto: falta una ecuación o sobra una incógnita. Pues fácil: a = 1 ¿Por qué si? …. Y ¿por qué no?.

14. Se trata de averiguar el valor de unas cuantas incógnitas: los coeficientes a, b, c, d a C2H6+ b O2 c CO2+ d H2O Ya tenemos el sistema solucionable si a = 1 2 = c 2·b = 2·c + d 6 = 2·d Con lo que a = 1 c = 2 b = 7/2 d = 3 a = 2 c = 4 b = 7 d = 6

15. Cálculos en las reacciones Químicas Una ecuación química representa lo que ocurre en una reacción química y por tanto nos dará información cualitativa (qué y como sucede) cuantitativa (en que cantidades) Y es importante conocer el aspecto cuantitativo de las reacciones: ¿Cuántos kilos de carbón necesito para sacar el hierro de 10 toneladas de mineral? ¿Qué dosis de antiobiótico es necesaria para acabar con un ataque bacteriano? Vais a abordar los cálculos estequiométricos, es decir, vais a aprender a manejar la información cuantitativa de las ecuaciones químicas

16. Aunque realmente ya sabéis un montón sobre el asunto Por que ya conocéis la Ley de Lavoisier Y la ley de las proporciones definidas Y la ley de los volúmenes de combinación Con estas herramientas os bastará

17. Lo primero es saber leer lo que nos dice la ecuación • Ejemplo: Síntesis del agua: 2H2 + O2 2H2 O • Al reaccionar 2moléculas de hitdrógenocon 1 molécula de oxígeno, se forman 2 moléculas de agua. • O también (son proporciones) • Al reaccionar 2 moles de hidrógenocon 1 mol de oxígeno, se forman 2 moles de agua.

18. Lo primero es saber leer lo que nos dice la ecuación 2H2 + O2 2 H2 O • Recordando la relación masa - mol • Al reaccionar 4gramos de hidrógeno con 32 gramos de oxígeno, se forman 36 gramos de agua. • Por último recuerda los volúmenes y Avogadro • Al reaccionar 2 litros de hidrógeno con 1 litro de oxígeno, se forman 2 litros de agua. (todo a la misma P y T)

19. Reactivo limitante Oxígeno 2 N2O3 2 N2 3 O2 + Nitrógeno Como ves no sobra nada, todos reaccionan

20. Reactivo limitante Oxígeno 2 N2O3 2 N2 3 O2 + Nitrógeno Ahora sobra nitrógeno, no hay oxígeno suficiente para combinarse y formar N2O3 Es el reactivo limitante

21. Reactivo limitante Oxígeno 2 N2O3 2 N2 3 O2 + Nitrógeno Ahora sobra oxígeno, no hay nitrógeno suficiente para combinarse y formar N2O3 Es el reactivo limitante

22. Reacciones de precipitación 2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) → 2 KNO3(aq) + PbI2 (s)↓ Al poner en agua estos reactivos ocurre que se separan en iones…. NO3- NO3- I- I- K+ K+ Pb++

23. Reacciones de precipitación 2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) → 2 KNO3(aq) + PbI2 (s)↓ NO3- NO3- I- I- K+ K+ Este producto es insoluble y precipita, es decir, se separa de la disolución en forma de sólido Pb++

24. Reacciones de precipitación 2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) → 2 KNO3(aq) + PbI2 (s)↓

25. Reacciones redox CuSO4+ Zn → Cu + ZnSO4 El Cu ha reducido su número de oxidación de 2 a 0, se ha reducido El Zn ha aumentado su número de oxidación de 0 a 2, se ha oxidado SO4= Zn++ Zn Cu++ Cu

26. Reacciones redox ZnSO4+ Cu → Zn + CuSO4 Es la reacción en la que se basan las pilas y baterías eléctricas

27. Reacciones de neutralización   HCl+ H2 O HCl+ NaOH Cl- + H3O+ NaCl + H2O   Hay sustancias (ácidos) que ceden H sin su electrón (protones) a otras que los aceptan (bases) Cuando un ácido reacciona con una base se produce una neutralización o reacción ácido base

28. Reacciones de ácido-base  HCl+ NaOH NaCl + H2O  Na+ O O Cl- H+ H H H En este tipo de reacción se intercambian protones: cada H+ se une a un ión OH-

29. Reacciones de ácido-base  HCl+ NaOH NaCl + H2O Si el número de H+ es igual al número de OH- tenemos una neutralización  ¿Y qué pasa si en una disolución no hay suficientes OH- o si no hay suficientes H+? Pues que sobran H+ disoluciones ácidas Pues que faltan H+ disoluciones básicas o alcalinas

30. Reacciones de ácido-base La acidez de una solución se mide mediante al pH

31. Un poco más sobre las reacciones químicas

32. En las reacciones químicas se producen intercambios de energía 2 H2 + O2 2 H2 O + calor El primer caso produce energía en forma de calor 6H2O + 6CO2 + luz  C6H12 O6 + 6O2 El segundo caso consume energía luminosa El intercambio energético forma parte de la reacción química

33. El calor intercambiado entre un sistema donde se produce una reacción química y su entorno a temperatura constante es conocido como calor de reacción Cuando este proceso ocurre a presión contante este calor se denomina entalpía: H Depende de la cantidad Es un función de estado No hay valores absolutos

34. En una reacción química hay cambios: pasamos de un estado inicial o de partida Para llegar a un estado final, cuando tenemos los productos de la reacción Hfinal Hinicial Hfinal > Hinicial Proceso endotérmico Pueden ocurrir dos cosas: Hfinal < Hinicial Proceso exotérmico

35. Entalpía de productos mayorque la de los reactivos Entalpía de productos menorque la de los reactivos

36. Ecuaciones termoquímicas Las ecuaciones químicas se amplían un poquito C(s) + O2(g)® CO2(g)DHr0 = – 393,5 kJ H2 (g) + ½ O2 (g) ®H2O(l)DHr0 = – 285,8 kJ Son ecuaciones termoquímicas, ecuaciones químicas como las que conocéis pero expresando también el intercambio de energía. H2O(l) ®H2 (g) + ½ O2 (g) DHr0 = + 285,8 kJ Y ahora a practicar esto un poquito

37. Recapitulando: Cualquier sustancia posee una energía interna debida a su naturaleza: movimiento de sus moléculas o de sus átomos o de sus partículas subatómicas, debido a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Todas esas energías contribuyen a la energía interna de las sustancias. Cuando se produce una reacción química la energía interna de los reactivos cambia, bien aumenta bien disminuye. Tenemos reacciones endotérmicas o exotérmicas. Esta diferencia de energía se mide mediante la variación de ENTALPIA

39. Ejemplo formación del amoniaco: NH3 2H2 (g) + N2 (g)  N2H4 (g) + 95,4 KJ N2H4 (g) + H2 (g)  2 NH3 (g) – 187,6 KJ ¿Cuál es la entalpía de formación del amoniaco? La ecuación global de formación del amoniaco la averiguamos sumando las ecuaciones intermedias 2H2 (g) + N2 (g)  N2H4 (g) + 95,4 KJ Sumamos N2H4 (g) + H2 (g)  2 NH3 (g) – 187,6 KJ 3H2 (g) N2 (g) N2 H4(g)  N2 H4(g) 2N H3(g) 3H2 (g) + N2 (g)  2 NH3ΔH = 95,4 – 187,6 = - 92,2 KJ

40. Por ejemplo: N y O forman NO2 ½N2 + ½ O2 H1 = 90,25 kJ + O2 NO Hf = 33,20 kJ + ½ O2 H2 = - 57,05 kJ NO2 Hf = H1 + H2 = 33,20 kJ

41. Velocidad de reacción

42. La velocidad de reacción química se define como la cantidad de reactivos que se transforman por unidad de tiempo, es decir, mide el cambio en la concentración de los reactivos o productos por unidad de tiempo. Por ejemplo en la descomposición del agua oxigenada H2O2 H2O + ½O2 Observamos que … tiempo (s) [H2O2] (M) [H2O] (M) [O2] (M) 0 2,32 0 0 400 1,72 0,60 0,30 La concentración de agua oxigenada ha disminuido de 2,32 M a 1,72 M en 400 s, a una velocidad de -  [H2O2] -(1,72 – 2,32) = = 0,0015 M/L·s 400  t

43. La velocidad de reacción mide la rapidez con que aparecen los productos o desaparecen los reactivos Esta gráfica nos dice que el NO2 y O2 aparecen mientras el N2O5 desaparece. Observa que al principio todo va muy rápido para irse haciendo más lento

46. Efecto de los catalizadores La velocidad de reacción también está afectada por los propios reactivos, la concentración, el estado físico, la temperatura, la presión