Reactividad química

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(1)Reactividad química.

(2) Transformaciones de la materia Los cambios que sufren las sustancias pueden ser físicos y químicos. En un cambio físico no cambia la naturaleza de la sustancia que interviene en el proceso, y en un cambio químico cambia por completo (se ha transformado en otra sustancia diferente). Químicos. Otros ejemplos. Físicos.

(3) Reacción química Es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes y que se denominan productos. En toda reacción química: Se desprende o absorbe energía, son reacciones exotérmicas o endotérmicas respectivamente. Se cumple el principio de conservación de la materia: «la suma de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos», esto es debido a que se produce una reorganización de los átomos de los reactivos para dar los productos..

(4) Ecuación química Es una representación simbólica de una reacción química..

(5) Ejemplos. sulfato de cobre (II). hierro. sulfato de hierro (II) cobre. +. + etanol. oxígeno. dióxido de carbono. agua 5.

(6) Ajuste de ecuaciones Procedimiento. Reacción química. Se identifican las fórmulas y se escribe la ecuación. CuO + C  Cu + CO2. Se identifica el número de átomos de cada especie que hay a la izquierda y a la derecha, si es el mismo el elemento está igualado. Si es distinto se buscan números de forma que el número de átomos sea idéntico en reactivos y productos. Se recomienda dejar el oxígeno para el final. Si al añadir un número se desajusta un elemento, se ajusta de nuevo el mismo.. Cobre: 1 en reactivos y 1 en productos, está igualado. Carbono: 1 en reactivos y 1 en productos, está igualado. Oxígeno: 1 en reactivos y 2 en productos, colocamos un 2 delante del CuO para igualar los O. 2CuO + C  Cu + CO2 Ha quedado desajustado el Cu, colocamos un 2 delante del Cu en los productos y ya está. 2CuO + C  2Cu + CO2. Otros ejemplos de ajuste de reacciones.

(7) Significado de los coeficientes (interpretación microscópica). 2H2. +. O2. 2H2O. Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos. 7.

(8) Interpretación macroscópica Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción.. 2CO 2 moles de CO. +. O2 1 mol de O2. 2CO2 2 moles de CO2. Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos. 8.

(9) Relación de masas N2. +. 3H2. 2NH3. Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u. 1 mol de N2. 3 moles de H2. 2 moles de NH3. 28,02 g de N2. 3 · 2,02 = 6,06 g de H2. 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3. Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos 9.

(10) Relación de volúmenes Si en la reacción intervienen gases en c.n. de presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros. 2H2. +. 2 moles de H2 2 · 22,4 litros de H2. O2. 2H2O. 1 mol de O2. 2 moles de H2O. 22,4 litros de O2. 2 · 22,4 litros de H2O. +. Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos 10.

(11) Otro método de ajuste: el tanteo Ajustar la siguiente reacción: HBr +Fe FeBr3 + H2 • Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y productos. a HBr + b Fe c FeBr3 + d H2 • H) a = 2d Br) a = 3c Fe) b = c • Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3 • Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos los siguientes coeficientes: • a = 6, b = 2, c = 2 y d = 3. • Por tanto la ecuación ajustada será: 6 HBr +2 Fe 2 FeBr3 + 3 H2 11.

(12) Cálculo con masa en reacciones químicas Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato?. KClO3. KCl. 1 mol de KClO3 122,45 g de KClO3. 3/2 O2. +. 1 mol de KCl. 3/2 mol de O2. 74,45 g de KCl. 48 g de O2. 1000 g de KClO3 122,45 g de KClO3 48 g O2. =. X g de O2 1000 g de KClO3 X g O2. X =. 1000 · 48 122,45. =. 587,45 g de O2. 12.

(13) Reactivo limitante reactivo limitante. reactivo en exceso. se consume completamente. queda parte sin reaccionar. El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba, y de aquella que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe. +. 1 mol de Fe 56 g de Fe 7 g de Fe 7 (g de Fe) 56 (g/mol). =. X (g de S) 32 (g/mol). S. FeS. 1 mol de S 32 g de S X g de S. 1 mol de FeS 88 g de FeS. X =. 32 · 7 56. = 4 g de S. reactivo limitante: Fe reactivo en exceso: S. 13.

(14) Cálculo con gases (leyes a tener en cuenta) Ley de los volúmenes de combinación Los volúmenes de gases que reaccionan entre sí, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en relación de números enteros sencillos. Leyes gases ideales Si V= constante; P/T= constante Si P= constante; V/T = constante Si T = constante; P.V= constante. Ley de Avogadro. En condiciones iguales de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de moléculas. pV = nRT P= Presión (atmósferas) V= Volumen (litros) n= número de moles T= Temperatura (kelvin). R= 0,082 atm.l/mol.K. 1 atmósfera= 760 mm Hg V= Volumen (litros) n= número de moles T(kelvin)= 273+ºC14.

(15) Cálculos con gases Se hacen reaccionar 200 L de nitrógeno con hidrógeno en exceso para producir amoniaco según el proceso conocido como síntesis de Haber. Si todos los gases se encuentran en condiciones normales halla los litros de amoniaco formados.. N2(g) + 3 H2 (g). 2 NH3 (g). 200 L (c.n). En volúmenes:. 15.

(16) Riqueza Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra.. Zn + 2 HCl 73 g 105 g. ZnCl2 + H2 22,4 L V(H2). 16.

(17) Rendimiento En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto de la esperada a partir de los cálculos estequiométricos.. Causas: • Pérdida de material al manipularlo. • Condiciones inadecuadas de la reacción. • Reacciones paralelas que forman otros productos.. 17.

(18) Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad suficiente para que precipite todo el cloruro de plata. Determina la masa de este producto que obtendremos si el rendimiento de la reacción es del 85 %.. n(NaCl) = V · Molaridad = 0,01 L · 1 mol/L = 0,01 mol. • • • •. NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 1 mol 143,4 g 0,01 mol m (AgCl) De donde m(AgCl) = 1,43 g. mAgCl (obtenida) =. 1,434 g · 85 ————— = 100. 1,22 g 18.

(19) Ejemplos • Reacción endotérmica: 2 HgO (s) +181,6 kJ 2 Hg (l) + O2 (g) Se puede escribir: 2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2(g); ER = 181,6 kJ • Reacción exotérmica: C (s) + O2 (g) CO2 (g) +393,5 kJ Se puede escribir: C (s) + O2 (g) CO2 (g); ER = –393,5 kJ 19.

(20) La descomposición de 2 moles de óxido de mercurio (II) en mercurio y oxígeno precisa 181,6 kJ a 25 ºC y 1 atm de presión: a) calcula la energía necesaria para descomponer 649,8 g de HgO; b) el volumen de O2 que se obtiene en esas condiciones cuando se descompone la cantidad suficiente de HgO mediante 500 kJ.. 2 HgO 2 Hg + O2 ; E = 181,6 kJ 433,18 g 1 mol 181,6 kJ 649,8 g E =? De donde E = 272,41 kJ n(O2) 500 kJ n(O2) = 500 kJ · 1 mol/ 181,6 kJ = 2,75 mol V(O2) = n(O2) ·R·T / p = 67,2 litros 20.

(21) ¿Cómo se produce una reacción?. 21.

(22) Teoría de las colisiones. 22.

(23) Tipos de reacciones Relación entre las sustancias que forman los reactivos y las que forman los productos: • Síntesis: Dos o más sustancias se combinan y forman el producto 2 H2 + O2 2 H2 O •Descomposición: Una sustancia se transforma en dos o más: CaCO3 CaO + CO2 •Sustitución o desplazamiento: Un átomo de un compuesto es sustituido por otro: PbO + C CO + Pb (sustitución simple) HCl + NaOH NaCl +H2O (sustitución doble). Según la partícula que se transfiere: •Ácido-Base: transferencia de protones: H2SO4 + 2H2O  SO4-2 + 2H3O+ •Redox: se transfieren electrones: Zn(s) + CuSO4(aq)  Cu (s) + ZnSO4(aq) 23.

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