Reacciones químicas y principios de estequiometría

¿Porqué estudiamos las reacciones?
Reacciones químicas
y principios de
estequiometría
Dra. Patricia Satti, UNRN
y Primero: examinarlas y familiarizarnos con las
reacciones químicas y sus ecuaciones
balanceadas.
y Segundo: pensar en cómo podríamos predecir
los productos de algunas de estas reacciones
conociendo únicamente sus reactivos.
La clave para predecir los productos formados por una
combinación dada de reactivos es reconocer patrones
generales de reactividad química.
Reconocer un patrón de reactividad hace que nuestra
comprensión sea más amplia que si nos limitamos a
memorizar un gran número de reacciones sin relación entre sí.
REACCIONES QUÍMICAS
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REACCIONES QUÍMICAS
Ley de conservación de la Masa
(Ley de Lavoisier, 1783)
Estequiometría
y En química, la estequiometría (del griego
"στοιχειον" = stoicheion (elemento o parte) y
"μετρον"=métron, (medida) es el cálculo de las
relaciones cuantitativas entre reactivos y
productos en el transcurso de una reacción
química (El primero que enunció los principios de la
En una reacción química la
masa total de los
reactantes es igual a la
masa total de los
productos. Es decir, en la
naturaleza nada se crea ni
se destruye, sólo se
transforma o se reordena.
estequiometría fue Jeremias B. Richter en 1792)
y La estequiometría de reacciones químicas es el
estudio de los aspectos cuantitativos de las
reacciones.
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Masa de los
Reactivos
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Masa de los
Productos
REACCIONES QUÍMICAS
Ley de las proporciones definidas
(Ley de Proust, 1799)
“Cuando los elementos se
combinan para formar compuestos
lo hacen siempre en proporciones
en peso definidas”.
La ley de las proporciones
definidas constituyó una
poderosa arma en la
búsqueda de la composición
y las reacciones químicas.
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y La reacción química es sólo un
Estequiometría
y La estequiometría de reacciones químicas
es el estudio de los aspectos cuantitativos
de las reacciones.
y Reacción química: proceso en el cual una o
varias sustancias puras (REACTIVOS o
REACTANTES) se transforman para formar
una o más sustancias nuevas
(PRODUCTOS).
y Se representan mediante ecuaciones
químicas.
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6
REACCIONES QUÍMICAS
y Como toda ecuación, la ecuación química
reordenamiento de átomos.
(e.q.), tiene dos miembros.
y En la reacción química se conserva el
número de átomos.
y Las sustancias al lado izquierdo se
denominan REACTANTES o REACTIVOS y
las del lado derecho, PRODUCTOS.
y En la reacción química NO se
interviene sobre los núcleos.
y La REACCIÓN QUÍMICA se representa,
en forma abreviada, mediante una
ECUACIÓN QUÍMICA.
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y El signo = se reemplaza por
y su
significado es “se transforma en”.
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La ecuación química
y En la ecuación se trata de incorporar el máximo de
información posible.
Una Ecuación
química es una
representación
simbólica de una
Reacción química
y El estado en que participan reactantes y productos,
se indica en forma abreviada y entre paréntesis
inmediatamente después de la fórmula o del
símbolo.
y Ejemplos.
CH4
+ 2 O2 → CO2 + 2 H2O
y En la e.q. tanto los REACTANTES como
PRODUCTOS se representan mediante la FÓRMULA
del compuesto ó el SÍMBOLO del elemento.
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y La ecuación debe escribirse en forma
balanceada. Esto requiere que para cada
elemento se cumpla:
H2O (l)
anteponiendo a cada FÓRMULA un N° que
permita cumplir con el requisito indicado
en el punto anterior.
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H2O (s)
H2SO4(aq)
donde
(s) o con una flecha hacia abajo (↓) = sólido;
(l)= líquido;
(g) o con una flecha hacia arriba (↑) = gas
(aq) ó (ac) = en solución acuosa
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¿Qué información nos da la ecuación
química?
N2 (g)
1 moléc. de N2
2 át. de Nitróg
28 uma de N2
y El balance de una e.q. se logra
CO (g)
+
3 H2 (g)→
3 moléc. de H2
6 át. de Hidróg
6 uma de H2
2 NH3 (g)
2 moléc. de NH3
2 át. de Nit y 6 át. de Hid
34 uma de NH3
y Se conserva la masa y la cantidad de átomos de
cada tipo.
y También puedo hacer “relaciones cruzadas”:
y 28 uma de N2 reaccionan con 6 átomos de
hidrógeno para dar 2 moléculas de NH3
y Todo esto es a nivel MICROSCÓPICO
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A nivel macroscópico
N2 (g)
+
3 H2 (g)→
y El balance de una ecuación química se logra
2 NH3 (g)
1 mol de moléc. de N2 3 moles de moléc. de H2 2 moles de moléc. de NH3
6,022 x 1023
moléc. de N2
3 x 6,022 x 1023
moléc. de H2
28 g de N2
6 g de H2
22,4 L de N2
(en CNPT)
3 x 22,4 L de H2
(en CNPT)
2 x 6,022 x 1023
moléc. de NH3
34 g de NH3
2 x 22,4 L de NH3
(en CNPT)
yTambién acá puedo hacer relaciones cruzadas
y Lo que no puedo es mezclar el nivel micro con el
nivel macro
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+ O2 (g) →
reactivos (o reactantes)
H2O (g) +
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Balanceo de ecuaciones (tanteo)
La ecuación química
C4H10 (g)
anteponiendo a cada FÓRMULA un N°que
permita cumplir con el requisito del punto
anterior.
y Este número, en general, se determina
“ensayando”(Por tanteo) y en casos más
complicados se recurre a métodos específicos
para balancear ecuaciones.
y Una vez balanceada la ecuación es necesario
saber INTERPRETARLA para poder realizar
los cálculos cuantitativos.
CO2 (g)
productos
monóxido de nitrógeno + oxígeno → dióxido de nitrógeno
Paso 1: Escriba la reacción
usando símbolos químicos.
NO2
Ecuación balanceada
NO
2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) → 10 H2O (g) + 8 CO2 (g)
O2
NO
NO2
Coeficientes estequiométricos. Indican la
proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS
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2 NO + 1 O2 → 2 NO2
Paso 2: Balancee la ecuación química.
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y Ej.1: escribir y equilibrar la reacción que muestre la
combustión del gas propano (C3H8) en el aire. En
esta reacción el propano reacciona con oxígeno y
se produce agua y dióxido de carbono
Recomendaciones para balancear
y No introduzca átomos “extraños” para
balancear.
NO + O2 → NO2 + O
5 O2 (g) → 48H2O (g) + 63 CO2 (g)
2 C3H8 (g) + 10
y No cambie fórmulas tratando de balancear la ecuación.
NO + O2 → NO23
y Balancee primero, los elementos que aparecen en
sólo un compuesto en cada lado de la ecuación.
y Balancee los elementos libres por último.
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Interpretación cuantitativa de la ecuación anterior:
1 mol de C3H8(g) reaccionan completamente con 5
moles de O2(g) para producir: 3 moles de CO2(g) y
4 moles de H2O(g)
Mientras no se especifique otra cosa, la reacción
se supondrá COMPLETA , ES DECIR QUE
OCURRE EN UN 100%
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Balance Ejemplo 2
y El óxido nítrico, NO, se forma a partir de N2 y de O2.
y Esta reacción ocurre en motores de combustión,
hornos de soplado, en tormentas eléctricas y cada
vez que el aire se calienta fuertemente.
y Para la reacción de formación del óxido nítrico:
y a) identifique reactantes y producto
y b) escriba la ecuación (balanceada)
y c) interprétela en términos de:
y
y
y
partículas (moléculas o átomos)
moles
masa
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Balance Ejemplo 3
c) Interpretación de la ecuación
y En el flash de una cámara fotográfica
y Los números que preceden las fórmulas en la
ecuación química se denominan COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS.
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ocurre el siguiente cambio: un alambre de
magnesio reacciona con oxígeno y
produce óxido de magnesio. A
consecuencia de este cambio se produce
un calentamiento del sistema y una
iluminación. Describa la ecuación
completa de la reacción
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c) Interpretación de la ecuación
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Tipos de reacciones químicas
y La clasificación de las reacciones químicas en general no es
excluyente, por eso una reacción química puede a veces ser
incluida en varios de los tipos de la clasificación. En la mayoría
de los textos, las reacciones se clasifican en
Reacciones químicas
y Reacción de Simple Desplazamiento
y Reacción de Doble Desplazamiento
y Reacción de Combinación o Síntesis
y Reacción de Descomposición
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Tipos de reacciones químicas
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Simple Desplazamiento
y Un elemento desplaza a otro elemento en un
compuesto:
Simple Desplazamiento
Zn + 2 HCl
ZnCl2 + H2
Doble Desplazamiento
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Serie de actividad
Simple Desplazamiento
y En las reacciones de simple desplazamiento un
metal en estado fundamental o no combinado
desplaza a otro metal de un compuesto debido a
que tiene una mayor actividad química.
y Serie de Actividad:
y Es una serie de metales “acomodados” por orden
de reactividad química.
y Los metales por debajo del hidrógeno en la serie
de actividad no reaccionan con ácidos.
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Aplicación del concepto de actividad
y Metales activos: Incluye la mayoría de metales de los
grupos I, II.
y Los elementos más activos desplazan de los
compuestos a los menos activos.
Zn(s) + CuCl2(ac)
Cu(s) + ZnCl2(ac)
Cu(s) + ZnCl2(ac)
Zn(s) + CuCl2(ac)
Zn(s) + HCl(ac)
H2(g) + ZnCl2(ac)
Más activo
K
Na
Ca
Mg
Al
Zn
Fe
Ni
Sn
Pb
H
Cu(s) + HCl(ac)
Cu
Ag
Au
H2(g) + CuCl2(ac)
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y Metal y una solución acuosa
Cu(s) +
metal1
2AgNO3(ac →
solución acuosa1
2Ag(s) +
metal2
Cu(NO3)2(ac)
solución acuosa2
Li> K> Ba> Sr> Ca> Na
y Los metales activos reaccionan directamente con el agua:
→
2NaOH(ac) + H2(g)
2Na + 2H2O(l)
Cl
Br
I
Cl2(g) + NaF(ac)
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ácido acuoso
ZnSO4(ac)
+ H2(g)
solución acuosa hidrógeno gas
y Metal activo y agua
Más activo
Cl2(g) + 2NaBr(ac)
Zn(s) + H2SO4(ac) →
metal
y Serie de actividad para no-metales:
F
y Metal y ácido en solución acuosa
Ca(s) + 2H2O(l)
→
2NaCl(ac) + Br2(l)
→ No Reaccionan
metal
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agua
→
Ca(OH)2(ac) +
hidróxido de metal
H2(g)
hidrógeno gas
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Ejemplo: sustitución del hidrógeno del ácido por
hierro
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Sustitución del hidrógeno del agua por el
sodio
Sustitución de Ag por Cu
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Doble Desplazamiento
y Hay un intercambio entre elementos de dos
compuestos:
H2SO4 + 2NaOH
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NaSO4 + 2H2O
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Reacciones de Neutralización
Reacciones de Neutralización
y Una reacción de neutralización es un caso especial de
reacción de doble desplazamiento.
y Una reacción de neutralización es un caso especial de reacción
de doble desplazamiento
HCl(ac) +
NaOH(ac)
→
NaCl(ac) + H2O(l)
y En una reacción de neutralización, un ácido fuerte y una
base fuerte reaccionan para formar un compuesto iónico
(sal) y agua.
Ecuación iónica completa
y Según la definición original: ácido – sustancia que libera
iones hidrógeno H+.
H+(ac)+ Cl-(ac)+ Na+(ac)+ OH-(ac) → Na+(ac)+ Cl-(ac) + H2O(l)
y Según la definición original: base – sustancia que libera
iones OH-.
Ecuación iónica neta
HCl(ac) +
NaOH(ac)
→
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Reacciones de Precipitación
y Se produce cuando se mezclan soluciones de dos
electrolitos fuertes que reaccionan para formar un sólido
insoluble.
y Si no se forma un precipitado no hay reacción. Esto
se puede preveer de acuerdo a las reglas de
solubilidad.
AgNO3(ac) + NaCl(ac) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
Ecuación iónica completa
Ag+(ac)+NO3-(ac)+Na+(ac)+ Cl-(ac) → Na+(ac)+NO-3(ac)+ AgCl(S)↓
Ecuación iónica neta
H+(ac)+ OH-(ac) → H2O(l)
NaCl(ac) + H2O(l)
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Iones no
participantes o
espectadores
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Reacciones de Formación de gas
• Otro tipo de reacción de doble desplazamiento
comprende la formación de sustancias no
ionizadas, como el agua y el dióxido de carbono.
Por ejemplo, cualquier carbonato, aún en estado
sólido o en solución acuosa, reacciona con un
ácido para formar agua y dióxido de carbono, más
una sal, según la siguiente ecuación:
CaCO3(ac) + 2HCl(ac) → CaCl2(s) + H2O (l) + CO2(g)
Iones espectadores
Ag+(ac)+ Cl-(ac) → AgCl(S) ↓
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Tipos de reacciones químicas
Tipos de reacciones químicas
y Reacción de Combinación o Síntesis
A+Z
→
AZ
y Reacción de Descomposición
AZ
→ A+Z
Combinación
yReacción de oxidación-reducción
y Ejemplo especial, reacciones de
Descomposición
combustión
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Óxido Reducción o Redox
Óxido Reducción
y Hay un intercambio de electrones entre dos
compuestos:
gana electrones
CuSO4 + Zn
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ZnSO4 + Cu
pierde electrones
y Un átomo de alguna de las sustancias que
reaccionan cede electrones a un átomo de otra de
las sustancias que reaccionan.
y Se dice que una sustancia se oxida si pierde
electrones.
y Se dice que una sustancia se reduce si gana
electrones.
Fe
0
+ 2 HCl →
+1 -1
FeCl2
+2 -1
+
H22
0
Perdió electrones = se oxidó
Ganó electrones = se redujo
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REACCIONES QUÍMICAS
Óxido Reducción o Redox
Óxido Reducción o Redox
3 H2 S +
4 HClO3 → 3 H2SO4
+ 4 HCl
+1 -2
+1 +5 -2→ +1 +6 -2
+1 -1
y El átomo o grupo de átomos que en una reacción
redox cede electrones (se oxida) es el agente
reductor ya que provoca la reducción de otra
sustancia que toma esos electrones.
y El átomo o grupo de átomos que en una reacción
redox gana electrones (se reduce) es el agente
oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide
al quitarle electrones.
Perdió electrones = se oxidó
Ganó electrones = se redujo
Fe2O3 +
3 CO → 2 Fe
+
3 CO2
5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 →
→5 O2 + 2 MnSO4 + K
K22SO
SO44++ 8 H
H22O
O
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Reacciones de combustión
y Son ejemplos particularmente importantes de reacciones
redox
y En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con
otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía, a
menudo en forma de luz y calor
CH4 + 2 O2 ⇒ CO2 + 2 H2O
2KMnO
KMnO4 +
+16 HCl → 2 MnCl2 + 5Cl
Cl2 + 8H
H2O +2KCl
+ KCl
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REACCIONES QUÍMICAS
y Durante nuestra vida estamos acostumbrados a utilizar
cobre en monedas, plomería y cables.El cobre se obtiene de
minerales sulfurados tales como sulfuro de cobre(I),
mediante procesos de varias etapas.
y Después de una etapa inicial de molienda, el mineral se
tuesta (se calienta fuertemente con oxígeno) para formar un
óxido de cobre(I) en polvo y dióxido de azufre gaseoso.
El mechero se
enciende cuando el
gas que contiene
reacciona con el
oxígeno del aire
La combustión completa de un compuesto orgánico
siempre da dióxido de carbono y agua
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REACCIONES QUÍMICAS
y 2 Cu2S(s) + 3 O2(g) → 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g)
y Para obtener cobre a partir del mineral mencionado, el óxido
de cobre(I) obtenido se hace reaccionar con carbono.
y Esta reacción produce cobre y monóxido de carbono.
Combinación
y 2 sustancias (elementos o compuestos) se
combinan para formar un compuesto:
2H2 + O2
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REACCIONES QUÍMICAS
y Cuando hay una reacción de combinación entre
un metal y un no metal, como en esta ecuacion el
producto es un sólido iónico.
y Hay muchos
ejemplos de
estas reacciones,
por ejemplo, el
Mg metálico arde
en aire con
mucho brillo para
producir óxido de
magnesio,
2 Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
y Esta reacción es la que ocurre en el flash de una cámara
fotográfica: un alambre de magnesio reacciona con oxígeno
y produce óxido de magnesio. A consecuencia de este
cambio se produce un calentamiento del sistema y una
iluminación.
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2H2O
REACCIONES QUÍMICAS
y En este caso cuando el magnesio reacciona con
oxígeno, el magnesio pierde electrones y forma el
ion magnesio, Mg2+. El oxígeno gana electrones y
forma el ion óxido, O2-.
y Además de una combinación es una reacción
de óxido reducción
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REACCIONES QUÍMICAS
Combinación de yodo con zinc
y No-metal y oxígeno gaseoso:
S(s)
+ O2(g)
→
SO2(g)
no-metal + oxígeno gas → óxido de no-metal
El producto es un compuesto binario.
Otros ejemplos
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(s)
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)
yodo
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zinc
Yoduro de zinc
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Descomposición – Particularidades
Descomposición
1) DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA
y Un compuesto se descompone en partes
(la energía absorbida se suministra mediante
calor)
2H2O
2H2 + O2
2 Ag2O (s) Î 4 Ag (s) + O2 (g)
2) DESCOMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA
(la energía absorbida se suministra mediante
electricidad)
2 H2O (l) Î 2H2 (g) + O2 (g)
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REACCIONES QUÍMICAS
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REACCIONES QUÍMICAS
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA
y
Muchos compuestos sufren reacciones de
descomposición cuando se calientan. Por ejemplo,
muchos carbonatos metálicos se descomponen por
calor para formar óxidos metálicos y dióxido de
carbono.
yLa descomposición del CaCO3 o caliza es un proceso
comercial importante. Las conchillas de moluscos o la
piedra caliza se calientan para preparar CaO.
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Otros ejemplos
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
PbCO3(s) → PbO(s) + CO2(g)
Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(l)
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yEl consumo de cal viva se utiliza, por ejemplo, en la
fabricación de vidrio que se obtiene por fusión a aprox.
1500°C de arena de sílice (SiO2), carbonato de sodio (NaCO3)
y caliza
REACCIONES QUÍMICAS
y La descomposición de azida de sodio desprende
rápidamente nitrógeno gaseoso, por esto esta reacción
se usa para inflar las bolsas de aire de seguridad de los
automóviles.
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DESCOMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA
2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g)
yEl sistema está
diseñado de forma que
un impacto cause el
encendido de un
casquillo detonador, que
a su vez hace que la
azida se descomponga
explosivamente.
yUna cantidad pequeña de azida (aproximadamente 100 g) forma
una cantidad grande de gas (unos 50 L)
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