Contenido de esta presentación

Instituto Tecnológico de Toluca

Departamento de Ingeniería Química y Bioquímica M.C. Yenissei M. Hernández Castañeda [email protected]

Competencias específicas a desarrollar:

• Conoce los distintos tipos de reacciones químicas y sus aplicaciones en diversos procesos industriales para comprender su importancia en los procesos de generación de energía, entre otras.

Contenido de esta presentación

4.1 Reacciones químicas

4.1 Unidades de medida usuales en estequiometría 4.3 Concepto de estequiometría

4.4 Balanceo de reacciones químicas

4.5 Cálculos estequiométricos en recciones químicas

4.1 Reacciones químicas

• La idea de que la materia se combina y sufre cambios fisicoquímicos fue estudiada por primera vez en 1700 por

Joseph Proust.

4.1 Reacciones químicas

• Actualmente sabemos que en una reacción química puede liberarse gas, por lo que no hay pérdida de masa.

• Con este razonamiento, descrito por

Antoine-Laurent Lavoisier se llegó a determinar una nueva ley, la ley de la conservación de la materia.

• Esta ley explica que la masa del universo permanece constante, por lo que no se puede crear ni destruir masa.

• A partir de esta ley se determinan las relaciones que se establecen en una reacción química.

• Lavoisier es considerado el padre de la química moderna.

4.1 Reacciones químicas

• En 1789Antoine Lavoisierestableció, la cual actualmente es entendida por los químicos de la siguiente manera: “los átomos no se crean ni se destruyen durante cualquier reacción química”.

Cambios químicos

• Existe una transformación en la composición interna de la materia, a nivel microscópico, por la cual se forman nuevas sustancias con composición y propiedades diferentes. Esta transformación ocurre por el rompimiento y formación de enlaces.

• A loscambios químicostambién se les conoce comoreacciones químicas.

4.1 Reacciones químicas

• En una reacción química las sustancias iniciales se llamanreactantesoreactivos, y las finales,productos.

Concepto de Estequiometría

• Derivada del griego “stoicheion” (elemento) y “metron” (medida).

• El estudio de los cambios químicos es la parte central de la química, algunos cambios químicos son simples, otros son complejos.

• La estequiometria es el campo de estudio que examina la cantidad de sustancias que se consumen y se producen en las reacciones químicas. • La estequiometria se basa en el entendimiento de las masas atómicas, de las

fórmulas químicas y de la ley de la conservación de la masa.

Símbolos para la escritura de

ecuaciones químicas

• Una ecuación química es la representación matemática de una reacción química, en la cual se indica el símbolo de cada elemento o compuesto y el estado físico en que se encuentra.

Símbolos para la escritura de ecuaciones

químicas

• Por lo general, las ecuaciones químicas indican los estados inicial y final de una reacción, y no los pasos intermedios.

• Presentan dos miembros separados por una flecha horizontal, en el sentido en que se efectua la reacción.

• En el miembro de la izquierda, se escriben las fórmulas de las sustancias iniciales (reactivos) separados por el signo de adición.

• En el miembro de la derecha se escriben las fórmulas de las sustancias que se forman en la reacción química (productos) separados por signos de adición.

• Ambos miembros de la ecuación química deben contener los mismos elementos y además el mismo número de átomos.

Símbolos para la escritura de ecuaciones químicas

Signo auxiliar Significado

(g) Gas

(l) Líquido

(s) Sólido

(ac)

(aq) Disolución acuosa

E Enegía

Δ Calor

hf Energía de radiación electromagnética

 Gas que se desprende del proceso

 Sólido que se precipita

 Reacción en un sentido (irreversible)

Símbolos para la escritura de ecuaciones

químicas

Ejemplos:

4 Fe (s) + 3O2(g)  2Fe2O3(s)

Ag+1 _{(ac) + Cl}-1 _{(ac)  AgCl (s)}

NaCl (ac) + AgNO3(ac)

D

2KClO3(s)  2KCl (s) + 3O2(g) 

Reacción química

Para estudiar las reacciones químicas es necesario tener en cuenta lo siguiente:

1. Toda reacción química debe estar de acuerdo con los resultados experimentales.

2. Se debe cumplir la ley de la conservación de la materia, es decir, que en el proceso de transformación no haya pérdida ni ganancia de materia.

3. El número de átomos de cada elemento que interviene en la reacción se conserva constante y la forma en que se encuentran unidos estos átomos cambia.

Tipos de reacciones químicas

1. Combinación, síntesis o composición. 2. Descomposición o análisis.

3. Sustitución o desplazamiento a) Desplazamiento sencillo. b) Doble desplazamiento. 4. Neutralización.

5. Combustión. 6. Óxido-reducción

Aluminio + Yodo

Reacciones de combinación, síntesis o

composición

• Dos o más sustancias reaccionan para formar un producto. A + B  C

• Por ejemplo, el magnesio metálico arde en el aire con un resplandor deslumbrante para producir óxido de magnesio. Esta reacción se utiliza para producir la flama brillante generada por bengalas y algunos fuegos artificiales.

Reacciones de combinación:

C(s) + O2(g)  CO2(g)

N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)

CaO(s) + H2O (l)  Ca(OH)2(s)

Reacciones de descomposición o análisis

• Una sustancia experimenta una reacción para producir dos o más sustancias distintas.

A  B + C

• Muchos carbonatos metálicos al ser calentados experimentan reacciones de descomposición para formar óxidos metálicos y dióxido de carbono.

D .

Reacciones de descomposición:

2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g)

2 KClO3(s)  2 KCl(s) + 3 O2(g)

PbCO3(s)  PbO(s) + CO2(g)

Cu(OH)2(s)  CuO(s) + H2O(l)

(bolsas de aire)

Reacciones de sustitución sencilla

• Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales reemplazan no metales.

• La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au.

AB + C  BC + A

CuSO4(ac) + Mg (s)  MgSO4(ac) + Cu (s)

AB + C  AC + B

Na2O (ac) + F2(g)  2NaF (ac) + ½ O2(g)

Donde:

A – Metal B – No metal

C – Elemento más activo que A y B

Reacciones de sustitución sencilla

Reacciones de doble sustitución

• Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes.

• En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.

AB + CD  AD + BC

Reacciones de neutralización

• Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio. Su particularidad es que ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido. • Por ejemplo, la reacción entre el ácido

sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio. La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:

H2SO4(ac) + 2 NaOH (ac)  2 H2O (l) + Na2SO4(ac)

Reacciones de combustión

• Son reacciones rápidas que producen una flama.Generalmenteinvolucran al oxígeno como un reactivo.

• Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía.

Espectrometría de absorción atómica: flamas

• Técnica cuantitativa utilizada para cuantificar metales en disolución. • Las flamas más utilizadas son:

1) Aire-acetileno (2100 a 2400°C) 2) Óxido nitroso-acetileno (2600 a 2800°C)

Reacciones de combustión

Reacción de combustión del propano:

C3H8(g) + O2(g)  H2O (g) + CO2 (g)

• Cuando hay una cantidad insuficiente de oxígeno presente, se producirá monóxido de carbono (CO) además de CO2; a esto se le conoce como

combustión incompleta.

Reacciones de combustión

• Las reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular es una de ellas. • En los organismos, estas reacciones se

realizan en una serie de etapas intermedias a la temperatura corporal.

• Estas ecuaciones se denominan reacciones de oxidación.

Hidrocarburo + O2 H2O + CO2

C6H12O6 + O2  H2O + CO2

(glucosa)

Reacciones de óxido-reducción

• Las reacciones de oxidación-reducción (redox) implican la transferencia de electrones entre especies químicas.

• Laoxidaciónes la pérdida de electrones. Lareducciónes la ganancia de electrones.

• Se llaman tambiénreacciones de transferencia de electronesya que la partícula que se intercambia es el electrón.

• Este tipo de reacción participa en las baterías eléctricas, corrosión de hierro, oscurecimiento de los alimentos, respiración animal.

Estado Físico Método Empleado Propiedad medida Datos adicionales necesarios

Sólido Balanza Masa Ninguno

Líquido

Balanza Masa Ninguno

Pipeta, bureta, probeta graduada

Volumen Temperatura, presión y densidad

Gas Bureta para gas,

tanque Volumen Temperatura, presión y densidad

Métodos para medir cantidades de Materia

Un método directo para medir una cantidad de materia sería en términos de masa. Un método indirecto sería a través de su volumen, calculando posteriormente su masa a partir del valor de la densidad de la sustancia en particular.

El mol, peso molecular y el número de Avogadro

• Debido a que no es posible trabajar con átomos o moléculas individuales, los químicos han seleccionado una unidad mayor para comparar cantidades de diferentes materiales.

• Los químicos del siglo XIX reconocieron la necesidad de contar con una unidad de medición que permitiera comparar átomos y moléculas. • Decidieron utilizar un peso de átomos y moléculas para representar un

El mol, peso molecular y el número de Avogadro

• Esta unidad se llamamol(los químicos le llaman indistintamente “mol” o “gmol”), y contiene una cantidad muy grande de partículas.

• Actualmente, un mol se define como la cantidad de una sustancia que contiene el mismo número de partículas elementales (átomos, moléculas, iones o unidades de iones) que contienen 12 g de carbono-12.

1 gmol de agua

El mol, peso molecular y el número de Avogadro

El número de partículas (las cuales pueden ser átomos, moléculas, iones) que constituyen un mol es de 6.023 x1023_{. Dicho número se conoce}

Utilidad del mol en las reacciones químicas

• La utilidad de este concepto de mol radica en que cuando consideramos reacciones químicas, las relaciones de masa de las sustancias reaccionantes quedan reducidas a números enteros que corresponden a la fórmula mínima.

2H2(g) + O2(g)  2 H2O (l)

El mol, peso molecular y el número de Avogadro

• Elpeso molecularde un compuesto es el número que expresa el peso en gramos de un conjunto de moléculas igual al número de Avogadro. Por ejemplo: oxígeno gaseoso (O2)

O

15.9994

Peso atómico del oxígeno = 15.9994 g/mol

Peso molecular del O2= (2x15.9994 g/mol)

Peso molecular del O2= 31.9988 g/mol

Esto significa que una mol de oxígeno gaseoso equivale a 31.9988 g

El mol, peso molecular y el número de Avogadro

• Otro ejemplo: ácido clorhídrico (HCl)

Peso atómico del hidrógeno = 1.0079 g/mol

Peso molecular del HCl = (1x1.0079 g/mol) + (1x35.453 g/mol) Peso molecular del HCl = 36.4609 g/mol

H

Cl

17

35.453

Peso atómico del cloro = 35.453 g/mol

Esto significa que una mol de ácido clorhídrico equivale a 36.4609 g. 1 mol de ácido clorhídrico contiene 6.023 x1023_{moléculas de HCl}

Ejercicios

¿Cuál es el peso en gramos de 1 gmol de:

a) CO2

b) SO2

c) N2

d) NH3

A) CO

₂

C

12.011

O

15.9994

1 gmol de C = 1 x 12.011 g +

2 gmol de O = 2 x 15.9994 g

44.0098 g

Por lo tanto, 1 gmol de CO2equivale a 44.0098 g

B) SO

₂

S

32.066

O

15.9994

1 gmol de S = 1 x 32.066 g +

2 gmol de O = 2 x 15.9994 g

64.0648 g

Por lo tanto, 1 gmol de SO

equivale a 64.0648

C) N

₂

N

14.0067

2 gmol de N = 2 x 14.0067 g

28.0134 g

Por lo tanto, 1 gmol de N2equivale a 28.0134 g

D) NH

₃

N

14.0067

H

1 gmol de N = 1 x 14.0067 g +

3 gmol de H = 3 x 1.0079 g

E) Fe

Fe

1 gmol de Fe = 1 x 55.847 g

55.847 g

Por lo tanto, 1 gmol de Fe equivale a 55.847 g

Ejercicio

¿Cuántos gmol de Fe hay en 1.75 g de hierro? ¿Cuántos átomos de hierro hay en la misma cantidad?

Solución:

1 gmol de Fe – 55.847 g de Fe x – 1.75 g de Fe

x = (1.75 g)(1 gmol) 55.847 g

Ejercicio

¿Cuántos gmol de Fe hay en 1.75 g de hierro? ¿Cuántos átomos de hierro hay en la misma cantidad?

Solución:

1 gmol de Fe – 6.02x1023_{átomos de Fe}

0.03133 gmol de Fe – x

x = (0.03133 gmol)(6.02x10

23_{) átomos}

1 gmol

x = 0.1886 x1023_{átomos de Fe}

Ejercicio

¿Cuántos átomos de oxígeno hay en: a) 0.25 moles de Ca(NO3)2, y b) 1.50 moles de Carbonato de sodio?

Respuestas:

Ejercicio

• ¿Qué tiene más masa, una mol de agua (H2O) o un mol de glucosa

(C6H12O6)?