Reacciones químicas y principios de estequiometría

Transcripción

1 Reacciones químicas y principios de estequiometría Porqué estudiamos las reacciones? Primero: examinarlas y familiarizarnos con las reacciones químicas y sus ecuaciones balanceadas. 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. Estequiometría 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 estequiometría fue Jeremias B. Richter en 1792) La estequiometría de reacciones químicas es el estudio de los aspectos cuantitativos de las reacciones. Ley de conservación de la Masa (Ley de Lavoisier, 1783) Masa de los Reactivos 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. Masa de los Productos

2 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. Estequiometría La estequiometría de reacciones químicas es el estudio de los aspectos cuantitativos de las reacciones. Reacción química: proceso en el cual una o varias sustancias puras (REACTIVOS o REACTANTES) se transforman para formar una o más sustancias nuevas (PRODUCTOS). Se representan mediante ecuaciones químicas. 6 La reacción química es sólo un reordenamiento de átomos. En la reacción química se conserva el número de átomos. En la reacción química NO se interviene sobre los núcleos. La REACCIÓN QUÍMICA se representa, en forma abreviada, mediante una ECUACIÓN QUÍMICA. Como toda ecuación, la ecuación química (e.q.), tiene dos miembros. Las sustancias al lado izquierdo se denominan REACTANTES o REACTIVOS y las del lado derecho, PRODUCTOS. El signo = se reemplaza por y su significado es se transforma en.

3 Una Ecuación química es una representación simbólica de una Reacción química La ecuación química CH O 2 CO H 2 O En la e.q. tanto los REACTANTES como PRODUCTOS se representan mediante la FÓRMULA del compuesto ó el SÍMBOLO del elemento. En la ecuación se trata de incorporar el máximo de información posible. El estado en que participan reactantes y productos, se indica en forma abreviada y entre paréntesis inmediatamente después de la fórmula o del símbolo. Ejemplos. H 2 O (l) CO (g) H 2 O (s) H 2 SO 4 (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 La ecuación debe escribirse en forma balanceada. Esto requiere que para cada elemento se cumpla: El balance de una e.q. se logra anteponiendo a cada FÓRMULA un N que permita cumplir con el requisito indicado en el punto anterior. Qué información nos da la ecuación química? N 2 (g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) 1 moléc. de N 2 3 moléc. de H 2 2 moléc. de NH 3 2 át. de Nitróg 6 át. de Hidróg 2 át. de Nit y 6 át. de Hid 28 uma de N 2 6 uma de H 2 34 uma de NH3 Se conserva la masa y la cantidad de átomos de cada tipo. También puedo hacer relaciones cruzadas : 28 uma de N 2 reaccionan con 6 átomos de hidrógeno para dar 2 moléculas de NH 3 Todo esto es a nivel MICROSCÓPICO

4 A nivel macroscópico N 2 (g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) 1 mol de moléc. de N 2 3 moles de moléc. de H 2 2 moles de moléc. de NH 3 6,022 x x 6,022 x x 6,022 x moléc. de N 2 moléc. de H 2 moléc. de NH 3 28 g de N 2 6 g de H 2 34 g de NH 3 22,4 L de N 2 3 x 22,4 L de H 2 2 x 22,4 L de NH 3 (en CNPT) (en CNPT) (en CNPT) También acá puedo hacer relaciones cruzadas Lo que no puedo es mezclar el nivel micro con el nivel macro El balance de una ecuación química se logra anteponiendo a cada FÓRMULA un N que permita cumplir con el requisito del punto anterior. Este número, en general, se determina ensayando (Por tanteo) y en casos más complicados se recurre a métodos específicos para balancear ecuaciones. Una vez balanceada la ecuación es necesario saber INTERPRETARLA para poder realizar los cálculos cuantitativos. La ecuación química C 4 H 10 (g) + O 2(g) H 2 O (g) + CO 2(g) reactivos (o reactantes) productos Ecuación balanceada 2C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g) 10 H 2 O (g) + 8CO 2 (g) Balanceo de ecuaciones (tanteo) monóxido de nitrógeno + oxígeno dióxido de nitrógeno Paso 1: Escriba la reacción usando símbolos químicos. NO NO 2 O 2 NO NO 2 Coeficientes estequiométricos. Indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS 2NO + 1 O 2 2 NO 2 Paso 2: Balancee la ecuación química.

5 Recomendaciones para balancear No introduzca átomos extraños para balancear. NO + O 2 NO 2 + O No cambie fórmulas tratando de balancear la ecuación. NO + O 2 NO 3 Balancee primero, los elementos que aparecen en sólo un compuesto en cada lado de la ecuación. Balancee los elementos libres por último. 2 Ej.1: escribir y equilibrar la reacción que muestre la combustión del gas propano (C 3 H 8 ) en el aire. En esta reacción el propano reacciona con oxígeno y se produce agua y dióxido de carbono 2C 3 H 8(g) O 2 (g) 48H 2 O (g) + 63 CO 2 (g) Interpretación cuantitativa de la ecuación anterior: 1 mol de C 3 H 8 (g) reaccionan completamente con 5 moles de O 2 (g) para producir: 3 moles de CO 2 (g) y 4 moles de H 2 O(g) Mientras no se especifique otra cosa, la reacción se supondrá COMPLETA, ES DECIR QUE OCURRE EN UN 100% Balance Ejemplo 2 El óxido nítrico, NO, se forma a partir de N 2 y de O 2. Esta reacción ocurre en motores de combustión, hornos de soplado, en tormentas eléctricas y cada vez que el aire se calienta fuertemente. Para la reacción de formación del óxido nítrico: a) identifique reactantes y producto b) escriba la ecuación (balanceada) c) interprétela en términos de: partículas (moléculas o átomos) moles masa

6 c) Interpretación de la ecuación Los números que preceden las fórmulas en la ecuación química se denominan COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Balance Ejemplo 3 En el flash de una cámara fotográfica 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 c) Interpretación de la ecuación

7 Tipos de reacciones químicas Reacciones químicas 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 Reacción de Simple Desplazamiento Reacción de Doble Desplazamiento Reacción de Combinación o Síntesis Reacción de Descomposición 25 Tipos de reacciones químicas Simple Desplazamiento Simple Desplazamiento Un elemento desplaza a otro elemento en un compuesto: Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 Doble Desplazamiento

8 Simple Desplazamiento 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. Serie de Actividad: Es una serie de metales acomodados por orden de reactividad química. Los metales por debajo del hidrógeno en la serie de actividad no reaccionan con ácidos. Serie de actividad Los elementos más activos desplazan de los compuestos a los menos activos. Zn(s) + CuCl 2 (ac) Cu(s) + ZnCl 2 (ac) Cu(s) + ZnCl 2 (ac) Zn(s) + CuCl 2 (ac) Zn(s) + HCl(ac) H 2 (g) + ZnCl 2 (ac) Cu(s) + HCl(ac) H 2 (g) + CuCl 2 (ac) Más activo K Na Ca Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Au Aplicación del concepto de actividad Metales activos: Incluye la mayoría de metales de los grupos I, II. Li> K> Ba> Sr> Ca> Na Los metales activos reaccionan directamente con el agua: 2Na + 2H 2 O (l) 2NaOH (ac) + H 2(g) Serie de actividad para no-metales: F Cl Br I Más activo Cl 2(g) + 2NaBr (ac) 2NaCl (ac) + Br 2(l) Cl 2(g) + NaF (ac) No Reaccionan Metal y una solución acuosa Cu (s) + 2AgNO 3(ac 2Ag (s) + Cu(NO 3 ) 2(ac) metal 1 solución acuosa 1 metal 2 solución acuosa 2 Metal y ácido en solución acuosa Zn (s) + H 2 SO 4(ac) ZnSO 4(ac) + H 2(g) metal ácido acuoso solución acuosa hidrógeno gas Metal activo y agua Ca (s) + 2H 2 O (l) Ca(OH) 2(ac) + H 2(g) metal agua hidróxido de metal hidrógeno gas

9 Ejemplo: sustitución del hidrógeno del ácido por hierro Sustitución del hidrógeno del agua por el sodio Sustitución de Ag por Cu Doble Desplazamiento y Hay un intercambio entre elementos de dos compuestos: H2SO4 + 2NaOH NaSO4 + 2H2O

10 Reacciones de Neutralización Una reacción de neutralización es un caso especial de reacción de doble desplazamiento. En una reacción de neutralización, un ácido fuerte y una base fuerte reaccionan para formar un compuesto iónico (sal) y agua. Según la definición original: ácido sustancia que libera iones hidrógeno H +. Según la definición original: base sustancia que libera iones OH -. HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H 2 O (l) Reacciones de Neutralización Una reacción de neutralización es un caso especial de reacción de doble desplazamiento HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H 2 O (l) Ecuación iónica completa H + (ac) + Cl- (ac) + Na+ (ac) + OH- (ac) Na + (ac) + Cl- (ac) + H 2 O (l) Ecuación iónica neta Iones no participantes o espectadores H + (ac) + OH- (ac) H 2 O (l) Reacciones de Precipitación Se produce cuando se mezclan soluciones de dos electrolitos fuertes que reaccionan para formar un sólido insoluble. Si no se forma un precipitado no hay reacción. Esto se puede preveer de acuerdo a las reglas de solubilidad. AgNO 3(ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO 3(aq) Ecuación iónica completa Ag + (ac) +NO 3 - (ac) +Na+ (ac) + Cl- (ac) Na + (ac) +NO- 3(ac) + AgCl (S) Ecuación iónica neta Iones espectadores Ag + (ac) + Cl- (ac) AgCl (S) 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: CaCO 3(ac) + 2HCl (ac) CaCl 2(s) + H 2 O (l) + CO 2(g)

11 Tipos de reacciones químicas Combinación Tipos de reacciones químicas Reacción de Combinación o Síntesis A + Z AZ Reacción de Descomposición AZ A + Z Descomposición Reacción de oxidación-reducción Ejemplo especial, reacciones de combustión Óxido Reducción Hay un intercambio de electrones entre dos compuestos: gana electrones CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu pierde electrones Óxido Reducción o Redox Un átomo de alguna de las sustancias que reaccionan cede electrones a un átomo de otra de las sustancias que reaccionan. Se dice que una sustancia se oxida si pierde electrones. Se dice que una sustancia se reduce si gana electrones. Fe + 2 HCl FeCl 2 + H Perdió electrones = se oxidó Ganó electrones = se redujo

12 Óxido Reducción o Redox 3 H 2 S + 4 HClO 3 3 H 2 SO HCl Perdió electrones = se oxidó Ganó electrones = se redujo Fe 2 O CO 2 Fe + 3 CO 2 5 H 2 O KMnO H 2 SO 4 5 O MnSO 4 +K+ K 2 SO H 2 O Óxido Reducción o Redox 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. 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. 2KMnO HCl 2 MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O +2KCl Reacciones de combustión Son ejemplos particularmente importantes de reacciones redox En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía, a menudo en forma de luz y calor CH O 2 CO H 2 O El mechero se enciende cuando el gas que contiene reacciona con el oxígeno del aire 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. 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. La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua 47

13 2 Cu 2 S(s) + 3 O 2 (g) 2 Cu 2 O(s) + 2 SO 2 (g) Para obtener cobre a partir del mineral mencionado, el óxido de cobre(i) obtenido se hace reaccionar con carbono. Esta reacción produce cobre y monóxido de carbono. Combinación 2 sustancias (elementos o compuestos) se combinan para formar un compuesto: 2H 2 + O 2 2H 2 O Hay muchos ejemplos de estas reacciones, por ejemplo, el Mg metálico arde en aire con mucho brillo para producir óxido de magnesio, 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. Cuando hay una reacción de combinación entre un metal y un no metal, como en esta ecuacion el producto es un sólido iónico. 2 Mg (s) + O 2(g) 2MgO (s) En este caso cuando el magnesio reacciona con oxígeno, el magnesio pierde electrones y forma el ion magnesio, Mg 2+. El oxígeno gana electrones y forma el ion óxido, O 2-. Además de una combinación es una reacción de óxido reducción

14 No-metal y oxígeno gaseoso: Combinación de yodo con zinc S (s) + O 2(g) SO 2(g) no-metal + oxígeno gas óxido de no-metal El producto es un compuesto binario. Otros ejemplos N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(s) CaO (s) + H 2 O (l) Ca(OH) 2(s) yodo zinc Yoduro de zinc Descomposición Un compuesto se descompone en partes 2H 2 O 2H 2 + O 2 Descomposición Particularidades 1) DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA (la energía absorbida se suministra mediante calor) 2 Ag 2 O (s) 4 Ag (s) + O 2 (g) 2) DESCOMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA (la energía absorbida se suministra mediante electricidad) 2 H 2 O (l) 2H 2 (g) + O 2 (g)

15 DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA 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. CaCO 3(s) CaO(s) + CO 2(g) Otros ejemplos 2KClO 3(s) 2KCl (s) + 3O 2(g) PbCO 3(s) PbO (s) + CO 2(g) Cu(OH) 2(s) CuO (s) + H 2 O (l) La descomposición del CaCO 3 o caliza es un proceso comercial importante. Las conchillas de moluscos o la piedra caliza se calientan para preparar CaO. El consumo de cal viva se utiliza, por ejemplo, en la fabricación de vidrio que se obtiene por fusión a aprox C de arena de sílice (SiO 2 ), carbonato de sodio (NaCO 3 ) y caliza 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. 2NaN 3(s) 2Na (s) + 3N 2(g) DESCOMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA El 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. Una cantidad pequeña de azida (aproximadamente 100 g) forma una cantidad grande de gas (unos 50 L)