Diaporamas de Química IV

Transcripción

1 Diaporamas de Química IV

2 La cantidad de calor necesaria para descomponer un compuesto en sus elementos = a la cantidad de calor desarrollado cuando dicho compuesto a se forma a partir de sus elementos. El calor de descomposición de un compuesto es numéricamente al calor de formación pero de signo opuesto. Ejemplo: 2HI (g) H 2(g) + I 2(g) ΔH = k cal H 2(g) + I 2(g) 2HI (g) Δ H=-11.9 k cal

3 El calor producido o absorbido (variación de entalpía) en cualquier cambio químico es = para dicho cambio, tanto si se realiza en una sola etapa, como si se realiza en varias, puesto que la variación total depende únicamente de las propiedades de las sustancias iniciales y finales y por lo tanto si ΔH para cada una de las etapas del proceso es conocida su suma será la ΔH de la reacción global Ejemplo.- Calcule Δ H para C(grafito) + O 2 (g) a partir de: CO 2 (g) a) C(grafito) + ½ O 2 (g) CO (g) ΔH Kcal b) CO (g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) Δ H kcal C(grafito) + O 2 (g) CO 2 (g) Δ H Kcal

4 QUÉ OCURRE CON LAS REACCIONES QUÍMICAS? RAPIDEZ : Con qué rapidez se efectúan las reacciones MECANISMO: Por medio de qué mecanismos se lleva a cabo GRADO DE FORMACIÓN: Hasta que grado se forman los productos FACTORES: Factores que influyen tanto en velocidades como en el alcance de las reacciones químicas. CINÉTICA QUÍMICA: Es la rama de la Química que se ocupa del estudio de las velocidades y mecanismos de las reacciones químicas

5 VELOCIDAD DE REACCIÓN: Es una medida de la rapidez con la que se consume un reactivo o se forma un producto por unidad de tiempo. TEORÍA DE LAS COLISIONES Esta teoría supone que para que se lleve a cabo una reacción química las partículas deben chocar o colisionar. Ejemplo: A 2(g) + B 2(g) 2AB (g) Los átomos de reordenan, se rompen los enlaces y se forman nuevos enlaces dando origen a nuevas sustancias. No todos los choquen de A 2 y B 2 dan por resultado una reacción. POR DOS RAZONES: 1.- Las moléculas pueden estar inadecuadamente alineadas 2.- El impacto de las colisiones puede o no producir suficiente energía para que se efectúe una reacción

6 1.- NATURALEZA DE REACTIVOS 2.- SUPERFICIE DE CONTACTO 3.- TEMPERATURA 4.- CATALIZADORES 5.- CONCENTRACIÓN

7 Puesto que la energía de activación difiere de un reactivo a otro, la velocidad depende de la naturaleza de los reactivos químicos. Mg + O 2(g) MgO Se efectúa con mucha rapidez y produce una luz intensa Cu + O 2(g) CuO Se efectúa lentamente El Magnesio es más activo que el Cobre de acuerdo a la posición que tienen en la tabla periódica.

8 Se observa en reacciones heterogéneas. Participan sólidos y gases Ejemplo: 2Mg + O 2 2MgO Se efectúan en una sola superficie y la velocidad es proporcional al área. Cuando una masa se divide en partículas menores el área aumenta (superficie de contacto) y por lo tanto la velocidad de Reacción aumenta. Ejemplos: El aserrín arde más rápido que un trozo de madera Se producen explosiones en las minas por el polvo de carbón.

9 La velocidad aumenta con la temperatura a > temperatura > es la energía cinética de las moléculas y > la fracción de moléculas que tengan la energía necesaria de activación. Se observa en reacciones exotérmica y endotérmicas. La magnitud de aumento de velocidad con temperatura varía de una reacción a otra y también de un intervalo de temperatura a otro. Aproximadamente cada 10 C se duplica la velocidad.

10 Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al cambiar el mecanismo de la misma, a un curso que requiera menor energía de activación. A< energía de activación > es la velocidad de reacción. Estas sustancias aumentan o disminuyen la velocidad de una reacción y se recuperan químicamente al finalizar la reacción. Catalizadores (+) Aceleran la velocidad de la reacción Catalizadores ( -) Retrasan la velocidad de la reacción

11 La velocidad depende de la concentración de los reactivos porque el número de colisiones depende de la concentración de las moléculas a > concentración > es la velocidad de reacción. Porque aumenta el número de moléculas por litro y > es el no. de colisiones. A medida que el no. de partículas en un determinado volumen es > aumenta la frecuencia de las colisiones y por lo tanto la velocidad de una reacción. Ejemplo: La combustión ocurre más lentamente con aire que con oxígeno puro.

12 A temperatura constante la velocidad de una reacción es proporcional al producto de las concentraciones molares de los reaccionantes. (Guldberg y Waage) Al expresar matemáticamente esta ley cada concentración va elevada a un exponente igual al coeficiente del reactante de la velocidad. Ejemplo aa + bb cc + dd V= k [ A ] a [ B ] b k= Constante de velocidad de reacción

13 Dado el sistema: aa +bb cc + d D Aplicando ley de acción de masas tenemos: V 1 = k 1 [A] a [B] b V 2 = k 2 [C] c [D] d K [ C] c [D] d = [A] a [B] b Es la relación de la constante de velocidad de la reacción derecha y la constante de la reacción izquierda para un sistema en equilíbrio. Y es igual al producto de las concentraciones molares de los productos dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos, cada sustancia elevada al no. de moles correspondientes.

14 Cuando se produce un cambio en una mezcla en equilíbrio, este se desplazará en la dirección que tienda a oponerse o contrarrestar dicho cambio. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO 1.- Concentración 2. Temperatura 3.- Presión

15 Los alcanos presentan reacciones de sustitución Obtención por descarboxilación CH 3 COONa + NaOH CaO Na 2 SO 4 + CH 4 REACCIONES: Halogenación CH 4 + Cl 2 CH 3 Cl + HCl Pirólisis CH 3 -CH 3 -CH 3 -CH 3 -CH 3 -CH ºC CH 3 -CH 2 -CH 3 + CH 2 =CH- CH 3 Oxidación parcial Alcanos superiores se oxidan lentamente a compuestos oxigenados. Alcanos con carbonos terciarios se oxidan al alcoholes secundarios Oxidación total CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O

16 Los alquenos presentan reacciones de adición Obtención por deshidratación de alcoholes CH 3 -CH 2 -OH + H 2 SO 4 160ªC CH 2 = CH 2 + H 2 O REACCIONES: Hidratación CH 2 = CH 2 + H 2 O 160ªC CH 2 = CH 2 Halogenación CH 2 = CH 2 + Cl 2 CCl 4 Cl- CH 2 -CH 2 Cl Hidrohalogenación CH 2 = CH 2 + HCl CH 3 -CH 2 Cl Hidrogenación CH 2 = CH 2 + H 2 Ni CH 3 - CH 3 Polimerización CH 2 = CH 2 + H + (CH 2 - CH 2 ) Oxidación parcial CH 2 = CH 2 + [O] OH- CH 2 -CH 2 OH Oxidación total CH 2 = CH 2 + O 2 CO 2 + H 2 O

17 Los alquinos presentan reacciones de adición Obtención por Carburo de Calcio con agua CaC 2 + H 2 O C H Ξ CH +Ca( OH) 2 REACCIONES: Halogenación CHΞ CH+ Cl 2 CCl 4 Cl- CH =CH Cl Hidrohalogenación CH ΞCH + HCl CH 2 = CH Cl Hidrogenación CHΞCH + H 2 Ni CH 2 = CH 2 Oxidación parcial CH ΞCH+ [O] (OH) 2 -CH-CH (OH) 2 Oxidación total CHΞ CH + O 2 CO 2 + H 2 O

18 Alcoholes primarios oxidan a aldehídos CH 3 -CH 2 -OH [O] CH 3 -CH=O Alcoholes secundarios oxidan a cetonas CH 3 -CH(OH) CH 3 [O] CH 3 -CO CH 3 Cetonas CH 3 -CO CH 3 [O] no se oxidan Alcoholes terciarios (CH 3 ) 2- CH(OH) CH 3 [O] no se oxidan Aldehídos oxidan a ácidos CH 3 -CH=O [O] CH 3 -COOH Oxidantes: KMnO 4 / H +,OH -, CrO 3 /CH 3 COOH, K 2 Cr 2 O 4 / H 2 SO 4, reactivo de Tollens (oxidante suave para aldehídos)

19 Ácidos carboxílicos reducen a aldehídos CH 3 -COOH + H 2 CH 3 -CH=O Aldehídos reducen a alcoholes CH 3 -CH=O + H 2 CH 3 -CH 2 -OH Cetonas reducen a alcoholes secundarios CH 3 -CO CH 3 + H 2 CH 3 -CH(OH) CH 3 Reductores: LiAlH 4 / éter seco, H 2 /Ni, Pd, Pt

20 Los ésteres se forman por la reacción entre ácidos carboxílicos y alcoholes El hidrógeno del ácido sale para combinarse con el oxidrilo del alcohol dando origen a la formación de agua. R-COO H + HO-R H + RCOO-R + H-OH Ejemplo CH 3 -COOH + CH 3 -CH 2 -OH H + CH 3 -COO-CH 2 -CH 3 + H 2 O

21 La hidrólisis es la ruptura de un éster y puede ser ácida y alcalina Hidrólisis ácida. Se rompe el éster y forma nuevamente alcohol y ácido CH 3 -COO-CH 2 -CH 3 + H 2 O H + CH 3 -COOH + CH 3 -CH 2 -OH Δ Hidrólisis alcalina (saponificación): Se rompe el éster y forma sal orgánica y alcohol CH 3 -COO-CH 2 -CH 3 + Nao Δ CH 3 -COONa + CH 3 -CH 2 -OH Cuando usamos ésteres de glicerol con ácidos de cadena larga(ácidos grasos) formamos JABÓN

22 Alquilación de Friedel Y Crafts CH 3 + CH 3 Cl AlCl 3 + HCl Halogenación Cl + Cl 2 FeCl 3 + HCl Nitración NO 2 Sulfonación + HNO 3 + H 2 O SO 3 H + H 2 SO 4 + H 2 O

23 Amina -NH 2 Ácido carboxílico -COOH Halógeno X Radical alquilo R Alcohol -OH Nitro -NO 2 Aldehído -CH=O Cetona -CO- Sulfónico -SO 3 H Éter -O-R Éster -COO-R Amida CONH 2 Cianuro -CN Orientador de 1º. Orden orto y para Orientador de 2º. Orden meta

24 Es el estudio de los conocimientos propios de la industria química en procesos (implica reacciones químicas) de fabricación de los cuales se fusionan conocimientos teóricos y prácticos para la obtención, uso, mejoramiento, investigación y la mayor eficiencia al mínimo costo posible de los productos. Es la optimización de la transformación de los recursos naturales que satisfacen una necesidad al menor costo posible de adquisición.

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