reaccion quimica 36

REACCIÓN QUÍMICA

CAMBIO FÍSICO Y CAMBIO QUÍMICO.• CAMBIO FÍSICO: es aquél que tiene lugar sin

transformación de materia. Cuando se conserva la sustancia original. – Ejemplos: cualquiera de los cambios de estado y también

patear una pelota, romper una hoja de papel. En todos los casos, encontraremos que hasta podría cambiar la forma, como cuando rompemos el papel, pero la sustancia se conserva, seguimos teniendo papel.

• CAMBIO QUÍMICO: es aquél que tiene lugar con transformación de materia. Cuando no se conserva la sustancia original. – Ejemplos: cuando quemamos un papel, cuando

respiramos, y en cualquier reacción química. En todos los casos, encontraremos que las sustancias originales han cambiado, puesto que en estos fenómenos es imposible conservarlas.

EJEMPLOS:Aquí se identifican fenómenos físicos y químicos, para un

fenómeno natural y para un hecho de la vida diaria:

Durante el proceso de FOTOSÍNTESIS:

• a- La hoja TOMA CO2 del aire,(también llega el H2O tomada del suelo por la raíz ). FÍSICO

• b- El AGUA se transforma en HIDRÓGENO y OXÍGENO. QUÍMICO

• c- El OXÍGENO se desprende de la planta y vuelve a la atmósfera .FÍSICO

• d- El HIDRÓGENO reacciona con el DIÓXIDO DE CARBONO para formar ALMIDÓN .QUÍMICO

Representación de cambios químicos: REACCIÓN QUÍMICA.

• Según la teoría cinético-molecular una reacción química consiste en las roturas de las moléculas de las sustancias iniciales, reordenándose los átomos de forma diferente .

• En la reacción química se produce siempre una transformación energética.

REACCIÓN QUÍMICA

• Los cambios químicos se representan en base a la reacción química:

REACTIVOS INICIALES PRODUCTOS FINALES

EXPLICACIÓN CINÉTICO MOLECULAR DE LA REACCIÓN QUÍMICA.

• Para que se produzca la reacción química se tienen que producir dos hechos fundamentales :

1.-Los átomos tienen que chocar con suficiente energía.

2.-La orientación del choque de los átomos ha de ser efectiva. Es decir la orientación del choque ha de ser la adecuada.

• I2 + H2 2HI

choque efectivo

choque no efectivo.

PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DELA MASA.

• Debido a los estudios de Lavoisier. Que estableció dicho principio en el año 1877.

• “En un sistema aislado ,en el que no entra ni sale materia ,la masa de las sustancias iniciales es idéntica a la masa de las sustancias finales,aunque dichas sustancias sean diferentes”.

mreactivos = mproductos.


IK + Pb(NO3)2 PbI2 + KNO3


• Ahora bien, el número de átomos de cada elemento en los reactivos debe ser igual al que existe en los productos

• Esto nos obliga a realizar un ajuste de la ecuación química para que el número de átomos de cada elemento en los reactivos sea igual al que existe en los productos.

Vídeo. (pinchar en imagen o icono de vídeo).

Ejemplo:Combustión de la gasolina.

• ¿En qué se transforma la gasolina una vez es consumida?.

• ¿Cuáles son los reactivos y los productos de dicha combustión?.

• ¿La masa de dichos productos?,¿Es igual a la masa de los reactivos?.

Ajuste de reacciones.Formación del agua.

H2 + O2 H2O

• Vemos que en los reactivos hay dos átomos de oxígeno mientras que en los productos sólo hay uno.

• ¿Qué tal si multiplicamos por dos la molécula de agua?

• H2 + O2 2 H2O

• Ahora tenemos igualdad en los átomos de oxígeno, pero no en los de hidrógeno. De estos hay cuatro en los productos y sólo dos en los reactivos.

• ¿Por qué no multiplicamos por dos el hidrógeno en los reactivos?

• 2 H2 + O2 2 H2O

Ajuste de reacciones.Formación del agua.

• A los números que hemos añadido para ajustar la ecuación se les llama coeficientes estequiométricos.

• 2 H2 + O2 2 H2O nº de átomos en la

molécula.

coeficiente estequiométrico(nº de moléculas)

• “ las ecuaciones químicas son las representaciones simbólicas de las reacciones reales. En ellas, el número de átomos de cada elemento es el mismo en las sustancias iniciales y en las finales.”

REPRESENTACIÓN GRÁFICA DE REACCIONES QUÍMICAS.

• Las reacciones químicas pueden ser representadas mediante los modelos moleculares.

• Dibujando los átomos como si fueran esferas y construyendo así las moléculas de las sustancias que intervienen en una reacción.

• Utilizando los modelos moleculares podemos entender mejor la conservación de la materia en las reacciones químicas, puesto que el número de esferas de cada clase debe ser el mismo en las sustancias iniciales y en las finales, es decir, en los reactivos y en los productos.


H2 + O2 H2O

La representación anterior no cumple el principio de conservación de la masa.!!!


2 H2 + O2 2 H2O

La representación anterior si cumple el principio de conservación de la masa.!!!

Representación de reacciones.

• Zn + HCl ZnCl2 + H2

• Procedemos a ajustar:

• Zn +2 HCl ZnCl2 + H2

Representación de reacciones.

• CaCO3 CaO + CO2

Ca C O

Reacción de COMBUSTIÓN

• En reacción de combustión, el combustible y el oxígeno desaparecen apareciendo otras sustancias nuevas como las que forman la cenizas (si quedan),humos y gases invisibles .

Combustible(C,H,O) +O2 CO2 +H2O

Reacción de COMBUSTIÓN.Etanol

Carbón

Butano

Propano + O2 CO2 +H2O

Gasolina

Madera vídeos:

Plásticos

…………

¿Como ajustar una reacción de combustión?

C2H6 + O2 CO2 + H2O

1º.-Ajustamos los átomos de hidrógeno. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de agua, para ajustar estos.

C2H6 + O2 CO2 +3 H2O


2º.-Ajustamos los átomos de carbono. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de dióxido de carbono, para ajustar estos.

C2H6 + O2 2CO2 +3 H2O


3º.-Ajustamos los átomos de oxigeno. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de oxígeno, para ajustar estos.

C2H6 + 7/2 O2 2CO2 +3 H2O

• !!ojo!!.Frecuentemente aparecen coeficientes fraccionarios.

Ajuste y representación de la reacción

C2H6 + 7/2 O2 2CO2 +3 H2O

Para poder representarla ,eliminamos el coeficiente fraccionario, multiplicando por dos la ecuación:

2 C2H6 + 7 O2 4CO2 +6H2O

+ +

Reacción de oxidación de metales.

• El metal incorpora átomos de oxigeno ,formando óxidos.

• En muchos casos la reacción ocurre a temperatura ambiente.

• M + O2 MO

• M + O2 MO2

• Ejemplo: 2Fe +O2 2FeO

Reacción de oxidación de metales.

En las reacciones de oxidación se ajusta primero el oxígeno.Después el metal.

Na + O2 Na2O

1º Na + O2 2 Na2O

2º 4Na + O2 2 Na2O

+

Energía de las reacciones• Durante el curso de una reacción siempre se

produce ,en mayor o menor medida ,un desprendimiento o una absorción de energía.

• Así clasificamos las reacciones en:

1.-EXOTÉRMICAS: Aquellas en las que se desprende calor.

Aunque en un principio haya que suministrar una mínima cantidad de calor.

2.-ENDOTÉRMICAS: Son aquellas en las que se absorbe calor.

EL MOL• Es la unidad internacional adoptada de

CANTIDAD DE MATERIA.

• ES LA CANTIDAD DE MATERIA QUE POSEE 6.023 1023 PARTÍCULAS. (N partículas)

• EJ:

• 1 MOL DE Cu 6.023 1023 átomos de Cu

• 1 MOL DE CO2 6.023 1023moléculas de CO2

EL MOL Equivale a la masa atómica o molecular

expresada en gramos.

La masa de un mol de átomos de cobre es de 63.5 g porque la masa atómica del cobre es 63.5.

La masa de un mol de moléculas de agua ,H2O ,es 18 g porque la masa molecular de agua es 18.

MASA MOLAR

• Es la masa de un mol .

• Su unidad es el g/mol.

• M= masa(g)/nºmoles.

¿Cuántos moles de agua hay en 100g de agua?

• La masa molar de agua es 18g/mol.

M(H2O)= 18 g/mol.

n(H2O)= m/M = (100gH2O)/(18g/mol)=

= 5.55 moles de H2O.

¿Cuántos átomos hay en 8 g de azufre?• La masa atómica del azufre es 32

• 1 mol de átomos de S= 32g

• ¿Cuántos moles hay en 8 g?

1 mol 32g

x 8g x=0.25 moles

1mol N átomos

0.25moles x x:1.5 1023átomos de S

Escala en moles.

• Ejemplo:

CH4 +2 O2 CO2 + 2 H2O

1 molécula de CH4 generan 2 moléculas de H2O

6.023 1023 moléculas de CH4 generan 2x6.023 1023

moléculas de H2O.

1 mol de CH4 genera 2 moles de H2O

Cálculos estequiométricos.

En una reacción química las proporciones se cumplen molécula a molécula ,átomo a átomo y mol a mol.

2Fe + O2 2FeO

2 moles de hierro ,y un mol de oxígeno dan 2 moles de oxido de Fe.


A B

• Masa de A Moles de A

• Moles de A Moles de B

• Moles de B Masa de B


2 NaCl 2Na + Cl2

500 g x

1 mol NaCl 58.5 g

x 500g x=8.5 moles

8.5 moles de NaCl 4.25 moles de Cl2

1 mol Cl2 71 g

4.25 moles Cl2 x x= 301.7g de Cl2

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