reaccions químiques 2
TRANSCRIPT
REACCIONS QUÍMIQUES
COM IDENTIFIQUEM LES SUBSTÀNCIES Primer cal dir que per substància hem d’entendre substància pura. Ja que les mescles no les podem denominar com a tal.
Com idenJfiquem una substància? PER LES SEVES PROPIETATS CARACTERÍSTIQUES!!!
De Jpus Osic: • Punt de fusió. • Punt d’ebullició. • Calor específica. • Conduc8vitat elèctrica.
• Densitat. • El color. • ... .
I SÓN AQUELLES PROPIETATS QUE SÓN ESPECÍFIQUES I CONSTANTS PER A CADA SUBSTÀNCIA. PER EXEMPLE: De Jpus químic:
• Si s’oxida. • Si és atacat per un àcid o una
base. • Si desprèn algun gas, quin. • Si ha canviat l’olor. • Si és o no soluble en aigua, ... • ... .
REACCIONS QUÍMIQUES Definició de Reacció Química: una RQ és un procés en el qual desapareixen unes substàncies, denominades reacJus i se’n formen unes de noves denominades productes.
Com sabem que s’ha produït una reacció química? Molt “fàcil”, si han canviat les substàncies perquè se’n han format unes altres de noves, aquestes 8ndran UNES PROPIETATS CARACTERÍSTIQUES DIFERENTS!!!
Lleis de les Reaccions Químiques: Ja sabem que el fet d’ajustar una reacció química, una equació química, porta implícit imposar totes les lleis de les reaccions químiques que estudiarem a principi de curs.
1. Llei de conservació de la massa de Lavoisier. 2. Llei de les proporcions constants de Proust. 3. Llei de les proporcions múl8ples de Dalton. 4. Llei dels volums de combinació de Gay Lussac
Sabem Interpretar una Reacció Química ajustada: Com exemple agafarem la combus8ó del sulfur de carboni, CS2, que és un líquid.
CS2 ( l ) + 3 O2 (g ) -‐> CO2 (g ) + 2 SO2 (g ) 1) 1molècula (CS2) + 3 molècula (O2) -‐> 1 molècula (CO2) + 2 molècules (SO2) 2) 1mol (CS2) + 3 mols (O2) -‐> 1 mol (CO2) + 2 mols (SO2) 3) 76g (CS2) + 3x32g (O2) -‐> 44g (CO2) + 2x 64g (SO2)
Reaccions Químiques amb solucions: També sabem que la majoria de RQ que es fan es produeixen entre solucions. Per això, a l’hora de fer càlculs ESTEQUIOMÈTRICS, a més d’ajustar les reaccions químiques haurem de tenir en compte que els reac8us no tenen una concentració del 100%, sinó que tenen una concentració determinada. Per tant també haurem de combinar amb les RQ les diverses unitats de les concentracions de les solucions, principalment la molaritat.
El reacJu LIMITANT i rendiment d’una RQ : Quan en una reacció tots els reac8us es consumeixen de forma complerta, es diu que els reac8us estan en proporcions estequiomètriques. En canvi, en la majoria de RQ un dels reac8us es consumeix totalment mentre que els altres sobren. El reac8u que es consumeix totalment i para la RQ es diu ReacJu Limitant. Algunes vegades també 8ndrem en compte el Rendiment de la RQ.
TIPUS DE REACCIONS QUÍMIQUES Essencialment existeixen els següents 8pus de Reaccions Químiques:
1. Reaccions entre electròlits: a. Reaccions de Precipitació. b. Reaccions de àcid – base.
2. Reaccions d’Oxidació Reducció.
QUÈ SÓN ELECTRÒLITS?
L’aigua pura té pocs ions que puguin conduir l’electricitat. Però alguns soluts quan es dissolen en aigua es dissocien en ions fent que la dissolució aquosa sigui conductora, aquests soluts es denominen ELECTRÒLITS. Poden detectar la presència d’electròlits en solucions mesurant la conduc8vitat de la solució. En funció d’aquesta conduc8vitat podem classificar les substàncies en: • NO Electròlits: les que no són conductores en solució. No es
dissocien en ions. • Electròlits forts: Solució altament conductora. Totalment
dissociats en ions. • Electròlits dèbils: Solució poc conductora. Poc dissociats.
Generalment: • Totes les substàncies iòniques solubles i algunes substàncies
moleculars són electròlits forts. • La majoria de compostos moleculars són, o no electròlits o
electròlits dèbils.
REACCIONS DE PRECIPITACIÓ El NaCl és una substància molt soluble, mentre que el AgCl és pràc8cament insoluble. Les Reaccions de Precipitació es produeixen quan es combinen determinats anions i ca8ons obtenint-‐se com a producte un sòlid insoluble que rep el nom de Precipitat. Les reaccions de precipitació s’u8litzen per determinar la presència de determinar 8pus de ions dels quals sabem que les seves sals no són solubles. Exemple: AgNO3(aq) + NaI(aq) -‐> AgI(s) + NaNO3(aq) Però com són electròlits forts, estan totalment dissociats i tenim
Ag+(aq)+ NO3-‐ (aq)+ Na+(aq)+ I-‐(aq) -‐> AgI(s)+ Na+(aq)+ NO3
-‐(aq) Malgrat tot això, la majoria de ions són espectadors i no par8cipen en cap reacció i la reacció es redueix a:
Ag+(aq)+ I-‐(aq) -‐> AgI(s)
Predicció de les reaccions de precipitació: Sense fer la pràc8ca de laboratori donar una predicció del que passarà en una possible reacció de precipitació és dilcil si no tenim la informació següent: Sempre que hi ha precipitació desplaça la reacció cap el precipitat.
1. Compostos solubles: a. Metalls alcalins del grup I, el ió amoni NH4
+. b. Els nitrats, els perclorats i els acetats. c. Clorurs, bromurs i iodurs, excepte Pb+2, Ag+, Hg2+ que són
insolubles. d. Els sulfats, excepte de Sr2+, Ba2+, Pb2+, Hg2+ que són
insolubles. El sulfat de calci CaSO4, és poc soluble.
2. Compostos insolubles: a. Hidròxids, menys els del grup I i NH4
+. b. Sulfurs menys el metalls del grup II c. Carbonats i fosfats, menys els metalls grup I i NH4
+.
Exemples de reaccions de precipitació: Hi haurà precipitat si mesclem les següents solucions aquoses?
AgNO3 + KBr -‐> ?? Per començar és millor posar-‐les en forma iònica que és com estan en solució.
Ag+(aq)+ NO3
-‐(aq)+ K+(aq) + Br-‐ (aq) -‐> NO3-‐(aq)+ K+(aq) + AgBr (s)
Ja que el bromur de plata és insoluble. Per tant, en resum, la reacció és:
Ag+(aq)+ Br-‐ (aq) -‐> AgBr (s) Els altres ions són espectadors.
ÀCIDS I BASES: Els àcids i les bases són electròlits, és a dir, són conductors en dissolució aquosa. Els àcids:
• Tenen un gust agre caracterís8c. • Resulten irritants i piquen sobre la pell. • Acoloreixen de color vermell el paper indicador. • Per cada 8pus d’indicador donen una coloració caracterís8ca. • Reaccionen amb els metalls donant hidrogen. • Reaccionen amb els materials calcaris donant diòxid de carboni. • Anul·∙len les propietats de les bases de les bases quan es combinen amb elles.
Les Bases:
• Tenen gust amargant. • Tenen un tacte semblant al del sabó i també produeixen cremades a la pell. • Coloren de color blau el paper indicador. • Per cada 8pus d’indicador donen una coloració caracterís8ca. • Anul·∙len les propietats dels àcids quan es combinen amb ells.
Substàncies neutres: Són aquelles que no presenten el comportament caracterís8c dels àcids ni de les bases.
Àcids: Són substàncies moleculars (enllaç covalent) molt polaritzades d’elements no metàl·∙lics amb l’hidrogen.
En Si no hi ha polaritat de l’enllaç no hi ha comportament àcid. El comportament àcid, segons Arrhenius, ve determinat per la facilitat de produir-‐se la dissociació de la molècula. Aquest comportament és accelerat per la presència d’aigua que reacciona amb l’àcid de la següent manera:
HI + H2O -‐> H3O+ + I-‐ HNO3 + H2O -‐> H3O+ + NO3
-‐ H2SO4 + H2O -‐> H3O+ + H SO4
-‐ H SO4
-‐ + H2O = H3O+ + SO42-‐
En el cas dels oxàcids, es tracte de molècules en què el no metall està rodejat d’àtoms d’oxigen enllaçats amb el no metall a través d’enllaços covalents. Finalment, els hidrògens van lligats als àtoms d’oxigen amb un enllaç covalent molt polaritzats.
ÀCIDS I BASES: Teoria d’Arrhenius
Cal fixar-‐se que l’àcid sulfúric es ionitza en dos etapes. Aquesta dissociació explica la conduc8vitat de les dissolucions dels àcids (són electròlits).
Bases: Són substàncies iòniques o moleculars. Moltes d’elles són hidròxids que en dissolució es dissocien de la manera següent:
K(OH) -‐> K+ + OH-‐
Ba(OH)2 -‐> Ba2+ + 2 OH-‐
Com més iònica sigui la unió entre el grup (OH-‐) i el metall, més forta serà la base. Cal dir que no tots els hidròxids es comporten com a bases. Altres substàncies iòniques, com l’òxid de calci CaO, també es comporten com a bases:
CaO + H2O -‐> Ca(OH)2 -‐> Ca+2 + 2 OH-‐ L’amoníac que és una substància molecular també es comporta com una base dèbil:
NH3 + H2O = NH4+ + OH-‐
DEFINICIÓ D’ÀCIDS I BASES SEGONS LA TEORIA D’ARRHENIUS
ÀCIDS: són aquelles substàncies que en dissolució aquosa donen ions hidroni, H3O+
BASES: Són aquelles substàncies que en dissolució aquosa donen ions hidròxid, OH-‐
El grau d’acidesa depèn de la concentració de ions H3O+per tant, com més alta sigui la concentració d’hidronis, més àcida serà la dissolució. Ara, de què depèn aquesta concentració: De la concentració de l’àcid en la dissolució. Del grau de dissociació de l’àcid, és a dir, de quant està desplaçada la reacció de dissociació de l’àcid.
HClO4 + H2O -‐> H3O+ + ClO4-‐
Llavors direm que un àcid és fort quan la seva reacció de dissociació està totalment desplaçada cap a la dreta i produeix la major quanJtat possible de ions hidroni.
De la mateixa manera direm que una base és forta quan la seva reacció de dissociació està totalment desplaçada cap a la dreta. K(OH) -‐> K+ + OH-‐
Per contra, direm que un àcid o una base són febles quan la reacció de dissociació està poc desplaçada cap a la dreta i existeix un equilibri entre l’estat dissociat i el no dissociat.
ÀCIDS I BASES FORTES I ÀCIDS I BASES FEBLES
Llistat d’àcids i bases forts i febles
(*) L’àcid sulfúric és un àcid fort en la primera ionització. La reacció està totalment desplaçada cap a la dreta, com indica la fletxa. H2SO4 + H2O -‐> H3O+ + HSO4
-‐ Però en la segona ionització, el ió HSO4
-‐ es comporta com a àcid feble i tan sols es produeix parcialment la reacció. H SO4
-‐ + H2O = H3O+ + SO42-‐
COMPORTAMENT DE L’AIGUA: Producte iònic.
L’aigua pura té una conducJvitat molt baixa però no nul·∙la, això ens fa suposar que han d’exisJr ions encara que sigui en concentracions molt baixes. L’aigua es ionitza de la següent manera:
H2O + H2O = OH-‐ + H3O+ La proporció de molècules d’aigua que es dissocien és molt baixa, de l’ordre d’una molècula per cada 500 milions de molècules. En aigua pura a 25 ºC la concentració és:
H3O+!
"#$= OH−!"
#$=10
−7mol / l;(25ºC)
Per espècies en dissolució, com ja heu vist, uJlitzarem aquest símbol especial per donar la molaritat. Com són iguals les concentracions dels ions hidroni i hidròxid, tenim que l’aigua pura és neutre. Totes les substàncies neutres que quan es dissolen en aigua no formin ni hidronis ni hidròxids seran neutres. Es defineix per a les dissolucions aquoses el “Producte iònic de l’aigua”, Kw , per:
Kw = H3O+!
"#$x OH−!"
#$=10
−14mol 2l 2
IMPORTANT!: Sempre es compleix que el producte de les concentracions dels ions hidroni i hidròxid dóna el mateix:
H3O+!
"#$!x OH−!"
#$=10
−14mol 2l 2
Quan afegim ions hidroni a una dissolució la concentració de ions hidròxid ha de baixar de manera que el producte del dos sigui igualment 10-‐14.
Dissolucions neutres, àcides i bàsiques Direm: Que una dissolució és neutre si la concentració de ions hidroni, H3O+, és igual a la concentració de ions hidròxid, OH-‐.
H3O+!
"#$= OH−!"
#$=10
−7mol / l;(25ºC)
Que la dissolució és àcida si la concentració de ions hidroni és superior a la de ions hidròxid.
H3O+!
"#$> OH−!"
#$
H3O+!
"#$x OH−!"
#$=10
−14PERÒ ES SEGUEIX COMPLINT à
OH−"#
$%> H3O
+"#
$%
PERÒ ES SEGUEIX COMPLINT à H3O+!
"#$x OH−!"
#$=10
−14
Que la dissolució és bàsica si la concentració de ions hidròxid és superior a la de ions hidroni
NOTA: La constant d’equilibri de l’aigua, Kw, augmenta el seu valor a mida que augmenta la temperatura. Així tenim que una dissolució a 37ºC, la Kw val 2,38x10-‐14, per exemple en el cos humà, la qual cosa implica que la concentració de ions hidroni i hidròxid, en cas de ser neutre, seria:
H3O!"
#$+= OH!"
#$−=1,54x10−7 "mol/litre
i el valor del pH neutre a aquesta temperatura seria:
pH = 6,8
GRAU D’ACIDESA: Concepte de pH.
Com ja hem dit, el grau d’acidesa depèn de la concentració de ions hidroni i per facilitar la seva mesura, uJlitzem el concepte de pH que és un operador matemàJc definit per:
pH =−log H3O+!
"#$
Escala convencional va d’1 a 14. A 25ºC, el 7 és el pH de les substàncies neutres, les àcides tenen valors del pH inferiors a 7 i les bàsiques superiors a 7.
Aquesta escala està dissenyada per dissolucions que mai no superin una concentració de ions hidroni 1 molar. Per a valors superiors de la concentració, és a dir, M>1 molar, el pH dóna negaJu. De la mateixa manera, quan la concentració de ions hidròxids és superior a 1 molar, el pH pren valors superiors a 14.
REACCIONS ÀCID – BASE Reaccions de neutralització: La reacció entre un àcid i una base dóna com resultat la formació d’aigua i una dissolució aquosa d’un compost iònic que denominem sal: H3O+ (aq)+ Cl-‐ (aq) + Na+(aq)+ (OH)-‐(aq) -‐> Na+(aq) + Cl-‐(aq) + 2 H2O
àcid base sal aigua
El cas que acabem de veure es tracta d’una reacció de neutralització entre un àcid i una base forta. Si ens hi fixem, la reacció neta és la formació d’aigua a parEr del ions hidroni i hidròxid. Ara anem a veure quan per exemple intervé una base dèbil com l’amoníac:
H3O+ (aq)+ Cl-‐ (aq) + NH3(aq) -‐> NH4+ (aq)+ Cl-‐ (aq)+ H2O (l)
En aquest segon cas, la reacció neta és l’equació: H3O+ (aq) + NH3(aq) -‐> NH4
+ (aq) + H2O (l)
ALTRES REACCIONS DELS ÀCIDS Reacció d’un àcid amb un metall:
La reacció: Mg + 2 HCl -‐> MgCl2+ H2 ; en realitat és:
Mg(s) + 2 H3O+ + 2 Cl-‐ (aq) -‐> Mg+2(aq) + 2 Cl-‐ (aq) + H2(g)+ 2H2O(l) Mg(s)+ 2H3O+ -‐> Mg+2(aq)+ H2(g)+ 2H2O(l)
Reacció d’un àcid amb una roca calcària, un carbonat de calci.
CaCO3 + 2 HCl -‐> CaCl2 + CO2 + H2O CaCO3(s)+ 2H3O+(aq)+ 2Cl-‐(aq) -‐> Ca2+(aq)+ 2 Cl-‐(aq)+ CO2(g)+ 2 H2O(l) Ara, la reacció es resumeix a CO3
-‐ + 2H3O+ -‐> CO2 + 3H2O
La reacció es resumeix a
REACCIONS D’OXIDACIÓ – REDUCCIÓ (Redox)
Són reaccions en què hi ha elements que al passar de reac8us a productes canvien el seu Estat d’Oxidació. Per exemple, el ferro es treu d’un mineral molt ric en aquest element, que és l’hema8tes, Fe2O3, la reacció és la següent: Fe2O3 (s)+ CO (g) -‐> Fe (l) + CO2(g) a alta temperatura. L’estat d’oxidació dels elements en els reac8us són:
Fe= +3 ; C=+2 i O=-‐2 En els productes els estats d’oxidació són:
Fe= 0 ; C=+4 i O=-‐2 El ferro ha passat de +3 a 0, llavors direm que el ferro s’ha REDUÏT. El carboni ha passat de +2 a +4, llavors direm que el carboni s’ha OXIDAT.
REACCIONS D’OXIDACIÓ – REDUCCIÓ (Redox)
SelecJvitat setembre -‐96,: És REDOX?. (NH4)2CO3 + Q = NH4HCO3 + NH3
OXIDACIÓ: Direm que un element s’oxida quan el seu nombre d’oxidació augmenta. És a dir, deixa anar electrons, per tant han d'aparèixer en el costat dret de la semireacció. REDUCCIÓ: Direm que un element es redueix quan el seu nombre d’oxidació disminueix. És a dir , capta electrons i aquests han d’estar al costat esquerra de la semireacció.
Les reaccions d’oxidació, en parJcular, les de combusJó són Redox
-‐ CH4 + 2 O2 -‐> CO2 + 2 H2O
• La reducció: O20 + 4 e -‐> 2 O-‐2
• L’oxidació: C-‐4 -‐> C+4+ 8 e
!
Energia en les reaccions Químiques: L’energia interna d’una substància es pot considerar com la suma de les energies cinè8ca, associada al seu estat de vibració, i potencial, associada a les forces electromagnè8ques que existeixen entre els àtoms o ions d’aquella substància. En general, l’energia potencial dels productes és diferent de la dels reac8us ja que les seves unions seran diferents. També passarà el mateix amb les energies cinè8ques principalment degut als canvis de temperatura que es produeixen en una reacció química. Aquest dos fets es produeixen simultàniament.
ENERGIA D’ACTIVACIÓ: Tan sols cal donar-‐la per iniciar la reacció exotèrmica. REACCIÓ EXOTÈRMICA REACCIÓ ENDOTÈRMICA
Mecanisme energèJc de les reaccions químiques: • Per trencar les unions entre àtoms, és a dir, els enllaços entre àtoms que formen
molècules o xarxes d’estructures gegants, cal donar energia al sistema. • Per contra, quan es formen els enllaços de molècules o estructures gegants es desprèn
energia. • Exemple: En la reacció següent cal trencar els enllaços de les molècules de nitrogen, N2, i
oxigen , O2 per formar dues molècules de monòxid de nitrogen.
N2 (g)+O2 (g) --> 2 NOAquesta reacció requereix energia per trencar les molècules N2 i O2 , i després es desprèn energia quan es forma la molècula de NO. En aquest cas es desprèn més energia en la formació de NO que la que es necessita per rompre les molècules de N2 i O2. Llavors aquesta reacció desprendrà energia i direm que és EXOTÈRMICA.
Si la reacció es realitza en sen8t contrari, serà ENDOTÈRMICA i caldrà donar energia
12N2 +
12O2 → NO + 90,25 kJ
NO+ 90,25kJ→ 12N2 +
12O2
Per 1 mol d’NO