¿Qué es una Reacción Química?

1. ¿Qué es una Reacción Química?

2. Una reacción química es un proceso en el cuál dos o más sustancias llamadas reactantes se combinan e interactúan para dar origen a nuevas sustancias denominadas productos cuyas propiedades son totalmente diferentes.

3. En toda reacción química hay rompimiento y formación de nuevos enlaces, además de una disminución en la energía libre del sistema, es decir, la energía libre de los productos es menor que la energía libre de los reactantes

4. Algunos procesos que ocurren en la vida cotidiana que corresponden a reacciones químicas son entre otros: respiración, corrosión, fotosíntesis

5. Evidencias de que ocurre una reacción química Desprendimiento de un gas Liberación de energía (por Ej.. Calor) Cambio de color Formación de una sustancia sólida (precipitado)

6. Clasificación de las reacciones químicas Entre las distintas clases de reacciones destacan como más importantes las siguientes. Reacciones de composición o síntesis: Se combinan 2 o más sustancias y originan como producto otra sustancia distinta: H2 + ½ O2  H2O N2 + 3 H2  2 NH3

7. 2) Reacciones de descomposición o de análisis: Una sustancia reaccionante se descompone en dos o más sustancias diferentes (productos): Ej..

8. Reacciones de sustitución: Aquellas en que un elemento sustituye a otro en una combinación quedando libre el sustituido. En ellas dos compuestos intercambian elementos: destacan entre éstas las reacciones de neutralización y las de precipitación.

9. 1) Reacciones de neutralización: Se combinan un ácido con una base originando como productos una sal y agua: HCl + NaOH NaCl +H2O

10. Reacciones de precipitación: En ellas dos compuestos iónicos solubles reaccionan para formar un producto insoluble, conocido con el nombre de precipitado. Por ejemplo al mezclar nitrato de plomo (II) con cromato de potasio, (dos sales que son solubles en agua), se formará como producto principal un precipitado sólido de color amarillo cuyo nombre es cromato de plomo (II), de acuerdo a la siguiente reacción:Pb(NO3)2+ K2CrO4 PbCrO4(s)+ KNO3

11. . De acuerdo a la energía involucrada, existen las reacciones endergónicasque son aquellas que absorben energía al ocurrir y las exergónicasque liberan energía. La energía puede ser eléctrica, calórica, luminosa etc.

12. Reacción endotérmica es aquella que absorbe calor al ocurrir. A la izquierda se tiene cloruro de cobalto (II) antes de agregar cloruro de tionilo y a la derecha el cloruro de cobalto (II) después de agregar el cloruro de tionilo una vez que han transcurrido 7 minutos: [CoCl2 x 6 H2O] + 6 SOCl2 CoCl2 + 12 HCl + 6 SO2

13. . Reacciones exotérmicas son aquellas que liberan energía como un producto más. Ej.: Sodio en agua: 1) Sodio cae al agua. 2) Empieza la reacción 3) El hidrógeno producido se autoenciende 4) El hidrógeno se quema produciendo una brillante flama.

14. Ley de conservación de la masa enunciada por Antoine Laurent Lavoisier en 1777. “En toda reacción química, la masa total de los reactantes debe ser igual a la masa total de los productos”

15. Balance o igualación de ecuaciones químicas: Para dar cumplimiento a la ley de conservación de la masa de Lavoisier, es necesario ajustar o igualar toda ecuación que representa una reacción química Para esto se deben ajustar los coeficientes estequiométricos de las ecuaciones con un método sencillo que consiste en agregar números enteros o fraccionarios delante de cada especie de reactante o producto de tal forma que el número de átomos de cada elemento presente en reactivos y productos sea igual.

16. Espontaneidad de las reacciones químicas Existen reacciones espontáneas que son aquellas que proceden sin necesidad de un aporte externo de energía . En ellas la energía libre de los productos es menor que la energía libre de los reactantes. Por ejemplo al combinar magnesio con ácido clorhídrico, de manera espontánea y natural ambas especies reaccionan para formar hidrógeno gas: Mg(s) + HClH2(g) + MgCl2 Una reacción no espontánea es aquella que requiere de un aporte externo de energía para ocurrir como pasa por ejemplo con la electrólisis del agua, ya que la molécula de agua se rompe debido a la energía eléctrica: H2O  H2 + O2

17. Esquema de las reacciones

18. Ácidos -Presentan iones hidrógeno (H + ) en su estructura. Sabor ácido o agrio. Tiñen de rojo el papel indicador de pH (papel tornasol) Reaccionan con las bases formando sal y agua. (neutralización) Presentan valores de pH menores que 7 La solución alcohólica de fenolfataleína (otro indicador de pH) es incolora en medio ácido. Bases (Hidróxidos o álcalis) Presentan iones hidroxilo (OH) en su estructura. Sabor amargo. Tiñen de azul el papel indicador de pH ( papel tornasol). Reaccionan con los ácidos formando sal y agua (neutralización). Presentan valoresde pH mayores que 7 La solución alcohólica de fenolftaleína (otro indicador de pH) es de color rosada en medio básico. Ácidos y Bases

19. Teorías ácido -base Teoría de Arrhenius: Según Arrhenius, ácido era toda sustancia que en solución acuosa dejaba libres iones hidrógeno. Por Ej.: HNO3  H+ + NO3 Para Arrhenius, base era toda sustancia que en solución acuosa dejaba libre iones hidroxilo, por ejemplo: NaOH Na+ + OH 

20. Teoría de Brönsted-LowryPara ellos, ácido era toda sustancia que donaba iones Hidrógeno (H+) y base era toda especie química capaz de aceptar iones hidrógenoÁCIDO (1) + BASE (2)  ÁCIDO (2) + BASE (1)HF + NH3  NH4+ + F

21. Teoría de Lewis Para Lewis, ácido es toda especie capaz de aceptar pares de electrones y base es toda especie capaz de donar pares de electrones

22. ¿ Qué es el pH ?

23. Concepto:el pH es el grado de acidez o de alcalinidad que tiene un sustancia. Matemáticamente se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno que presenta una sustancia. Se calcula realizando la siguiente operación matemática: pH= log [H+]. Entonces el pH es una propiedad química que depende de la concentración de iones hidrógeno que tiene una sustancia

24. ¿Dónde se encuentran algunas sustancias ácidas y básicas comunes? Sustancia Se encuentra en: Ácido acético Vinagre Ácido acetil salicílico Aspirina Ácido ascórbico Vitamina C Ácido cítrico Limón, naranja, membrillo Ácido clorhídrico (HCl) Jugos gástricos Ácido sulfúrico (H2SO4) Baterías de automóviles Amoniaco (NH3) Limpiadores caseros Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Antiácidos

25. Escala de pH

26. Fuerza de ácidos y de bases Los ácidos fuertes y las bases fuertes se disocian o ionizan totalmente (en un 100 %): HCl H++ Cl NaOH  Na + + OH Los ácidos débiles y las bases débiles se disocian solo parcialmente. HCN H+ + CN NH3  NH4 + + OH 

27. Indicadores ácido base La determinación del pH de una solución es un problema usual en el laboratorio químico, que se resuelve de manera aproximada mediante el empleo de un indicador. Un indicador es un compuesto orgánico con propiedades de ácido débil o base débil, cuyo ión y la molécula correspondiente presentan coloraciones diferentes. El pH medio, al actuar sobre el equilibrio de estas dos formas hacen que los mismos capten o liberen iones OH- o H+, variando la coloración del medio; el cambio de color del indicador se denomina viraje. Una serie de pigmentos naturales presentan un color en disoluciones ácidas y otro color en disoluciones básicas, por ejemplo el pigmento tornasol tiene color rojo en disoluciones ácidas y color azul en disoluciones básicas.

28. Un indicador es una sustancia ácida o básica (débil) que puede o no tener color. Ésta al ionizarse experimenta un cambio de color. HIn H+ + In • Tiene un color  aparece otro color • Por ejemplo la fenolftaleína es un indicador ácido-base que en medio ácido es incolora y en medio básico es rosada.

29. Algunos indicadores son:

30. Peachímetro

31. Neutralización ácido-base NaOH + HCl NaCl + H2O