Reacciones Químicas Sergio Casas-Cordero E. Profesor de Química

Reacciones QuímicasReacciones Químicas

Sergio Casas-Cordero E.

Profesor de Química

Prof. S. Casas-Cordero E.

Evidencia de las reacciones químicas

Cambio físico – la composición química de una sustancia permanece constante. Fundir hielo

Cambio químico – la composición química de una sustancia cambia. Oxidación del Hierro

Reacción química – ocurre reordenamiento de átomos; se rompen enlaces y se forman nuevos enlaces.

Observaciones que evidencian una reacción química:

Cuando: Se produce un gas. Se produce un sólido insoluble. Se observa un cambio de color

permanentemente. Se observa transferencia de calor.

Exotérmico – se libera calor. Endotérmico – se absorbe

calor.

Reacción química: rearreglo de átomos.Reacción química: rearreglo de átomos.

La Ecuación Química

Representa de modo escrito a una reacción química.

Las sustancias iniciales se denominan Reactantes o Reactivos.

Las sustancias finales se conocen como Productos.

Ecuación química:

2A + B2 → 2AB

Flecha: produce

Escribiendo Ecuaciones Químicas

catalizador

condiciones

subíndice

coeficiente

Temperatura, presión,

solventes

productosreactivos

Representaciones:

La flecha: Indica lo que se produce. Catalizador: Sustancia que acelera o retarda

la velocidad de la reacción. No es un reactante, ya que no se consume ni se altera.

Coeficientes: Son números enteros y sencillos que se escriben a la izquierda de la fórmula. Sirven para balancear la ecuación.

Subíndice: son los números pequeños que indican el número de átomos de cada clase que hay en la fórmula química.

2 HCl(ac) + Na2CO3(s) H2O (l) + CO2(g) + 2 NaCl(ac)

Estado físico

ac: disuelto en agua

s: sólido

l: líquido

g: gas

Ley de conservación de la masa

BALANCE DE ECUACIONES

Todas las reacciones químicas cumplen fielmente dos importantes leyes de la Química; la Ley de Lavoisier (conservación de la masa) y la Ley de Proust (proporciones definidas). El balance de la ecuación se hace para satisfacer la primera ley. El procedimiento puede ser por simple “tanteo o intuición” deducir cuáles son los coeficientes más apropiados o bien se puede aplicar un procedimiento “matemático”

N2 + H2 NH3

Ejemplo:

Hay 2 N en la izquierda. Para que hayan 2 N en el lado derecho, colocar el coeficiente 2 al NH3:

N2 + H2 2 NH3

Ahora hay dos moléculas de NH3 y 2x3 = 6 H del lado derecho.

Poner coeficiente 3 al H2.La ecuación ahora está balanceada.

N2 + 3 H2 2 NH3

Por tanteo:

átomo izquierda derecha

N 1x2 = 2 2x1 = 2

H 3x2 = 6 2x3 = 6

Conteo de los átomos

N2 + H2 NH3 N2 + 3 H2 2 NH3

Izquierda derecha

3 moléculas de hidrógeno (con 2 átomos) para formar:

¿Qué significa esta ecuación?

N2 + 3 H2 2 NH3

1 molécula de nitrógeno (con 2 átomos) reacciona con

2 moléculas de amoníaco ( Cada molécula contiene 1 átomo de N y 3 átomos de H)

1 mol de nitrógeno (N2) reacciona con

3 moles de hidrógeno (H2) para formar:

2 moles de amoníaco (NH3)

Siete elementos existen naturalmente como moléculas diatómicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, y I2

Moléculas diatómicas

MÉTODO MATEMÁTICO PARA EL BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS:

1. Asignar a cada coeficiente desconocido una letra.

3. Proponer el valor más simple (generalmente 1) a una de las letras y resolver el sistema de ecuaciones.

2. Hacer una lista con los elementos presentes en los reactantes y construir ecuaciones matemáticas con las letras propuestas en el paso 1, para cada elemento.

Ejemplo:

“El cobre reacciona con el ácido nítrico formando nitrato cúprico, dióxido de nitrógeno y agua”.

ver video

3HNO:fórmulanítricoácido

Cu:símboloCobre:reactantes

NO:fórmulanitrógenodedioxido

OH:fórmulaagua

)Cu(NO:fórmulacúpriconitrato

:productos

Paso 1: asignamos letras;

a Cu + b HNO3 c Cu(NO3)2 + d H2O + e NO2

Paso 2 : lista de los elementos de los reactantes;

Cu: ecuación 1 a = c

H : ecuación 2 b = 2d

N : ecuación 3 b = 2c + e

O : ecuación 4 3b = 6c + d + 2e

Paso 3 : resolver el sistema de ecuaciones

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO2

Sea a = 1, entonces de ecuación 1, la letra c = 1

Multiplicando la ecuación 3 por 3 y luego igualando la ecuación 4 con la nueva ecuación 3;

ecuación 4 = nueva ecuación 3

3b = 6c + d + 2e = 6c + 3e , se obtiene; d = e

Igualando la ecuación 2 con la ecuación 3 y reemplazando d = e;

b = 2d = 2c + e = 2e, se obtiene;

e = 2c, es decir: e = 2

Luego, d = 2 , y b = 4.

Finalmente la ecuación química balanceada será;

1 Cu + 4 HNO3 1 Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2

Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2

Reacción de Combinación (Síntesis):A + Z AZ

Reacción de Descomposición (Análisis):AZ A + Z

Reacción de Simple Desplazamiento :A + BZ AZ + B

Reacción de Doble Desplazamiento (Metátesis):AX + BZ AZ + BX

Reacción de Neutralización:HX + BOH BX + HOH

Tipos de reacciones químicas

Combinación

Descomposición

Simple Desplazamiento

Doble Desplazamiento

elemento + elemento compuesto

2H2 + O2 2H2O

Combinación

Elementos o compuestos se combinan para formar un compuesto:

compuesto elemento + elemento

2H2O 2H2 + O2

Un compuesto se descompone en partes:

Descomposición

elemento + compuesto compuesto + elemento

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

Un elemento desplaza a otro elemento en un compuesto:

Simple Desplazamiento

compuesto + compuesto compuesto + compuesto

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

Hay un intercambio entre elementos de dos compuestos:

Doble Desplazamiento

Ejercicios:

Identifique el tipo de cada una de las siguientes reacciones:

1. Zn(s) + CuSO4(ac) ZnSO4(ac) + Cu(s)

2. 2 Sr(s) + O2(g) 2 SrO(s)

3. Cd(HCO3)2(s) CdCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

4. H3PO4(ac) + 3 NaOH(ac) Na3PO4(ac) + 3 H2O(l)

5. AgNO3(ac) + KCl(ac) AgCl(s) + KNO3(ac)

Respuesta del ejercicio anterior:

1. Simple Desplazamiento

2. Combinación

3. Descomposición

4. Neutralización

5. Doble Desplazamiento

Cantidad de Sustancia (n):

Es el número de partículas que está contenida en una porción de materia. Estas partículas o Entidades Elementales (EE), pueden ser átomos, moléculas, iones, etc.

La unidad de medida de la Cantidad de sustancia es el mol.Un mol contiene 6,02x1023 EE (Número de Avogadro)

NA = 6,02x1023 EE/mol

Un mol = 602.000.000.000.000.000.000.000,0 de EE

millónbillón

trillón

Seiscientos dos mil trillones de partículas

¿cómo se lee esta cifra?

Corresponde a la masa en gramos de un mol de sustancia.

Para los elementos químicos, se han medido en referencia al isótopo más abundante del Carbono; el C-12. Un mol de átomos de C-12, equivale a 12,0000 g.

La masa molar de un mol de átomos de cualquier elemento, se conoce también como Peso atómico, PA.

Masa Molar (MM):

Masa Molar:

Suma de los pesos atómicos de todos los átomos presentes en la molécula.

Ejemplo: Cálculo del Masa Molar del sulfato férrico, Fe2(SO4)3.

2 x PA (Fe) = 2 x 55,8 = 111,63 x PA (S) = 3 x 32,1 = 96,312 x PA (O) = 12 x 16,0 = 192,0Masa Molar = 399,9 g/mol

¿Cuál es la masa molar del 2,3-dimetilpentano?

CH3-CH-CH-CH2-CH3

FM: C7H16

MM: 7x 12 g/mol + 16x1 g/mol = 100 g/mol

1 Ca 1 x 40.08 g = 40 g

2 O 2 x 16 g = 32 g

2 H 2 x 1 g = 2 g

Total 74 g/mol

1 Mg 1 x 24.3 g = 24.3 g

2 N 2 x 14 g = 28 g

6 O 6 x 16 g = 96 g

Total 148.3 g/mol

Ca(OH)2

Mg(NO3)2

EjerciciosDetermine la Masa Molar de:

Cálculos de masa, moles y EE:

Para todo los procesos de cálculos, se aplican proporciones.

Ej.: Si la MM del NaOH es 40 g/mol,¿Cuántos moles se tendrá en 85 g del compuesto?

NaOH de mol 2,125 NaOH de g 40

NaOH de mol 1x NaOH de g 85

Solución:

NaOH de g 85

NaOH de mol 1

NaOH de g 40

Otro Ej.: Si la MM del Ca3(PO4)2 es 310 g/mol, calcular la masa en gramos de 0.72 moles de Ca3(PO4)2

243243

)(POCa de moles 0,72

)(POCa de mol 1

)(POCa de g 310

Solución:

)(POCa de mol 1

)(POCa de g 310x )(POCa de mol 0,720

243243

3Ca de g 223,2

Desde masa a Número de moléculas:Si la MM del CO2 es 44 g/mol, calcular el número de moléculas que hay en 24.5 g de CO2

CO de g 24,5

CO de g 44

CO mol 1

2CO de moles 0,557 x

resolviendo paso a paso:

CO de mol 1

CO de móléculas 6,02x10x

CO de moles 0,557

CO de moléculas 3,35x10 223

Cálculo completo:

CO de mol 1

CO de móléculas 6,02x10x

CO de g 44

CO mol 1x CO de g 24,5

CO de moléculas 3,35x10 223

Estequiometría

El término estequiometría se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas.

Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química, y se tiene la ecuación química balanceada, se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y productos.

Estas cantidades pueden darse en moles, masa (gramos) o volúmenes (litros).

Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria.

Método de la relación molarSe conocen varios métodos para resolver problemas estequiométricos, uno es el método molar o de la relación molar.

La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que intervengan en una reacción química.

2 mol H

1 mol O2

2 mol H

2 mol H O2

1 mol O

2 mol H2

1 mol O

2 mol H O2

2 mol H O

1 mol O

Por ejemplo, en la reacción:

2H2 + O2 2H2O

Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son:

2 mol H O

2 mol H

La relación molar es un factor de conversión cuyo fín es convertir, en una reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles de otra sustancia.

Ej.: Calcular la cantidad de moles de H2O que se pueden obtener a partir de 4.0 mol de O2

2 mol H O

1 mol O

2 mol H O4.0 mol O x = 8.0 mol H O

1 mol O

usaremos la relación molar

Cálculos EstequiométricosA partir de la reacción anterior, en la que reacciona el hidrógeno más oxígeno para formar agua:

¿Cuántos moles y cuántos gramos de H2O se formarán a partir de 3 moles de H2?

Para responder a esta pregunta, se inicia el procedimiento poniendo la cantidad dada por el problema, es decir 3 moles de H2.

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Convirtiendo los moles de H2 en moles de H2O:

OH de mol 3,0 H de mol 2

OH de mol 2 x H de mol 3,0 2

OH de g 54 OH de mol 1

OH de g 18 x OH de mol 3,0 2

OH de g 54 OH de mol 1

OH de g 18 x

H de mol 2

OH de mol 2 x H de mol 3,0 2

Convirtiendo los moles de H2O en masa de H2O:

También se puede convertir los moles de H2 directamente en masa de H2O:

Otro Ejemplo, considerando los datos:

y g/mol 563 PACu ,

Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2

¿Qué masa en gramos de Cobre, deberá reaccionar con 100 g de ácido Nítrico, HNO3?

Cu de g 25,2 Cu de mol 1

Cu de g 63,5 x

HNO de mol 4

Cu de mol 1 x

HNO de g 63

HNO de mol 1 x HNO de 100g

g/mol 63 MM3HNO

¿Qué masa en gramos de Cu(NO3)2 y de NO2 se obtendrá desde los 25,2 g de Cu?

g/mol 187,5 MM23 )Cu(NO g/mol 46 MM

2323 )Cu(NO de g 74,4 )Cu(NO de mol 1

)Cu(NO de g 187,5 x

Cu de mol 1

)Cu(NO de mol 1 x

Cu de ,5g63

Cu de mol 1 x Cu de g 25,2

Se deben emplear los siguientes datos:

Primero calculamos la masa de Cu(NO3)2:

NO de g 36,5 NO de mol 1

NO de g 46 x

Cu de mol 1

NO de mol 2 x

Cu de ,5g63

Cu de mol 1 x Cu de g 25,2 2

Ahora calculamos la masa de NO2:

¿Qué masa en gramos de Cu(NO3)2 y de NO2 se obtendrá desde los 25,2 g de Cu?

Resolviéndolo mediante “regla de tres”:

Con el PA del Cobre, calculamos los moles:

63,5 g de Cu 1 mol de Cu

25,2 g de Cu x de Cu

X = 0,397 mol de Cu

1 mol de Cu(NO3)2

X ≈ 0,4 mol de Cu

Con la ecuación balanceada, calculamos los moles de Cu(NO3)2:

X de Cu(NO3)20,4 mol de Cu

1 mol de Cu X = 0,4 mol de Cu(NO3)2

Con la MM del Cu(NO3)2, calculamos la masa:1 mol de Cu(NO3)2

0,4 mol de Cu(NO3)2

187,5 g de Cu(NO3)2

x de Cu(NO3)2

X = 75,0 g de Cu(NO3)2

en de erro

aproxim

ación

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