REACCI

1
REACCIÓN QUÍMICA
2
CAMBIO FÍSICO Y CAMBIO QUÍMICO.

• CAMBIO FÍSICO es aquél que tiene lugar sin
  transformación de materia. Cuando se conserva la
  sustancia original.
• Ejemplos cualquiera de los cambios de estado y
  también golpear una pelota, romper una hoja de
  papel. En todos los casos, encontraremos que
  hasta podría cambiar la forma, como cuando
  rompemos el papel, pero la sustancia se conserva,
  seguimos teniendo papel.
• CAMBIO QUÍMICO es aquél que tiene lugar con
  transformación de materia. Cuando no se conserva
  la sustancia original.
• Ejemplos cuando quemamos un papel, cuando
  respiramos, y en cualquier reacción química. En
  todos los casos, encontraremos que las sustancias
  originales han cambiado, puesto que en estos
  fenómenos es imposible conservarlas.

3
EJEMPLOS

• Aquí se identifican  fenómenos físicos y
  químicos, para un fenómeno natural y para un
  hecho de la vida diaria
•  
• Durante el proceso de FOTOSÍNTESIS
• a- La hoja TOMA CO2 del aire,(también llega el
  H2O tomada del suelo por la raíz ). FÍSICO
• b- El AGUA se transforma en HIDRÓGENO y OXÍGENO.
  QUÍMICO
• c- El OXÍGENO se desprende de la planta y vuelve
  a la atmósfera .FÍSICO
• d- El HIDRÓGENO reacciona con el DIÓXIDO DE
  CARBONO  para formar ALMIDÓN .QUÍMICO

4
Representación de cambios químicos REACCIÓN
QUÍMICA.

• Según la teoría cinético-molecular una reacción
  química consiste en las roturas de las moléculas
  de las sustancias iniciales, reordenándose los
  átomos de forma diferente .
• En la reacción química se produce siempre una
  transformación energética.

5
REACCIÓN QUÍMICA

• Los cambios químicos se representan en base a la
  reacción química
• REACTIVOS INICIALES PRODUCTOS FINALES

6
EXPLICACIÓN CINÉTICO MOLECULAR DE LA REACCIÓN
QUÍMICA.

• Para que se produzca la reacción química se
  tienen que producir dos hechos fundamentales
• 1.-Los átomos tienen que chocar con suficiente
  energía.
• 2.-La orientación del choque de los átomos ha de
  ser efectiva. Es decir la orientación del choque
  ha de ser la adecuada.

• I2 H2 2HI
• 
  
• choque efectivo
• choque no efectivo.

7
PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DELA MASA.

• Debido a los estudios de Lavoisier. Que
  estableció dicho principio en el año 1877.
• En un sistema aislado ,en el que no entra ni
  sale materia ,la masa de las sustancias iniciales
  es idéntica a la masa de las sustancias
  finales,aunque dichas sustancias sean
  diferentes.
• mreactivos mproductos.

8
PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DELA MASA.

• IK Pb(NO3)2
  PbI2 KNO3

9
PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DELA MASA.

• Ahora bien, el número de átomos de cada elemento
  en los reactivos debe ser igual al que existe en
  los productos
• Esto nos obliga a realizar un ajuste de la
  ecuación química para que el número de átomos de
  cada elemento en los reactivos sea igual al que
  existe en los productos.

10
Ajuste de reacciones.Formación del agua.

• H2 O2 H2O
• Vemos que en los reactivos hay dos átomos de
  oxígeno mientras que en los productos sólo hay
  uno.
• Qué tal si multiplicamos por dos la molécula de
  agua?
• H2 O2 2 H2O
• Ahora tenemos igualdad en los átomos de oxígeno,
  pero no en los de hidrógeno. De estos hay cuatro
  en los productos y sólo dos en los reactivos.
• Por qué no multiplicamos por dos el hidrógeno en
  los reactivos?
• 2 H2 O2 2 H2O

11
Ajuste de reacciones.Formación del agua.

• A los números que hemos añadido para ajustar la
  ecuación se les llama coeficientes
  estequiométricos.
• 2 H2 O2 2 H2O
• nº de átomos en la molécula.
• coeficiente
  estequiométrico(nº de moléculas)
• las ecuaciones químicas son las
  representaciones simbólicas de las reacciones
  reales. En ellas, el número de átomos de cada
  elemento es el mismo en las sustancias iniciales
  y en las finales.

12
REPRESENTACIÓN GRÁFICA DE REACCIONES QUÍMICAS.

• Las reacciones químicas pueden ser representadas
  mediante los modelos moleculares.
• Dibujando los átomos como si fueran esferas y
  construyendo así las moléculas de las sustancias
  que intervienen en una reacción.
• Utilizando los modelos moleculares podemos
  entender mejor la conservación de la materia en
  las reacciones químicas, puesto que el número de
  esferas de cada clase debe ser el mismo en las
  sustancias iniciales y en las finales, es decir,
  en los reactivos y en los productos.

13
REPRESENTACIÓN GRÁFICA DE REACCIONES QUÍMICAS.

• H2 O2 ? H2O
• La representación anterior no cumple el principio
  de conservación de la masa.!!!

14
REPRESENTACIÓN GRÁFICA DE REACCIONES QUÍMICAS.

• 2 H2 O2 ? 2 H2O
• La representación anterior si cumple el principio
  de conservación de la masa.!!!

15
Representación de reacciones.

• Zn HCl ZnCl2 H2
• Procedemos a ajustar
• Zn 2 HCl ZnCl2 H2

16
Representación de reacciones.

• CaCO3 CaO CO2
• Ca C O

17
Reacción de COMBUSTIÓN

• En reacción de combustión, el combustible y el
  oxígeno desaparecen apareciendo otras sustancias
  nuevas como las que forman la cenizas (si
  quedan),humos y gases invisibles .
• Combustible(C,H,O) O2 CO2 H2O

18
Reacción de COMBUSTIÓN.

• Etanol
• Carbón
• Butano
• Propano O2 CO2
  H2O
• Gasolina
• Madera
• Plásticos

19
Como ajustar una reacción de combustión?

• C2H6 O2 CO2 H2O
• 1º.-Ajustamos los átomos de hidrógeno. Ponemos el
  coeficiente estequiométrico a la molécula de
  agua, para ajustar estos.
• C2H6 O2 CO2 3 H2O

20
Como ajustar una reacción de combustión?

• 2º.-Ajustamos los átomos de carbono. Ponemos el
  coeficiente estequiométrico a la molécula de
  dióxido de carbono, para ajustar estos.
• C2H6 O2 2CO2 3 H2O

21
Como ajustar una reacción de combustión?

• 3º.-Ajustamos los átomos de oxigeno. Ponemos el
  coeficiente estequiométrico a la molécula de
  oxígeno, para ajustar estos.
• C2H6 7/2 O2 2CO2 3 H2O
• !!ojo!!.Frecuentemente
  aparecen coeficientes fraccionarios.

22
Ajuste y representación de la reacción

• C2H6 7/2 O2 2CO2 3 H2O
• Para poder representarla ,eliminamos el
  coeficiente fraccionario, multiplicando por dos
  la ecuación
• 2 C2H6 7 O2 4CO2 6H2O
• 
  

23
Reacción de oxidación de metales.

• El metal incorpora átomos de oxigeno ,formando
  óxidos.
• En muchos casos la reacción ocurre a temperatura
  ambiente.
• M O2 MO
• M O2 MO2
• Ejemplo 2Fe O2 2FeO

24
Reacción de oxidación de metales.

• En las reacciones de oxidación se ajusta primero
  el oxígeno.Después el metal.
• Na O2 Na2O
• 1º Na O2 2 Na2O
• 2º 4Na O2 2 Na2O

25
Energía de las reacciones

• Durante el curso de una reacción siempre se
  produce ,en mayor o menor medida ,un
  desprendimiento o una absorción de energía.
• Así clasificamos las reacciones en
• 1.-EXOTÉRMICAS Aquellas en las que se desprende
  calor.
• Aunque en un principio haya que suministrar una
  mínima cantidad de calor.
• 2.-ENDOTÉRMICAS Son aquellas en las que se
  absorbe calor.

26
EL MOL

• Es la unidad internacional adoptada de CANTIDAD
  DE MATERIA.
• ES LA CANTIDAD DE MATERIA QUE POSEE 6.023 1023
  PARTÍCULAS. (N partículas)
• EJ
• 1 MOL DE Cu 6.023 1023 átomos de Cu
• 1 MOL DE CO2 6.023 1023moléculas de CO2

27
EL MOL

• Equivale a la masa atómica o molecular
  expresada en gramos.
• La masa de un mol de átomos de cobre es de
  63.5 g porque la masa atómica del cobre es 63.5.
• La masa de un mol de moléculas de agua ,H2O
  ,es 18 g porque la masa molecular de agua es 18.

28
MASA MOLAR

• Es la masa de un mol .
• Su unidad es el g/mol.
• M masa(g)/nºmoles.

29
Cuántos moles de agua hay en 100g de agua?

• La masa molar de agua es 18g/mol.
• M(H2O) 18 g/mol.
• n(H2O) m/M (100gH2O)/(18g/mol)
• 5.55 moles de H2O.

30
Cuántos átomos hay en 8 g de azufre?

• La masa atómica del azufre es 32
• 1 mol de átomos de S 32g
• Cuántos moles hay en 8 g?
• 1 mol 32g
• x 8g x0.25 moles
• 1mol N átomos
• 0.25moles x x1.5 1023átomos
  de S

31
Escala en moles.

• Ejemplo
• CH4 2 O2 CO2 2 H2O
• 1 molécula de CH4 generan 2 moléculas de H2O
• 6.023 1023 moléculas de CH4 generan 2x6.023 1023
  
• moléculas de H2O.
• 1 mol de CH4 genera 2 moles de H2O

32
Cálculos estequiométricos.

• En una reacción química las proporciones se
  cumplen molécula a molécula ,átomo a átomo y mol
  a mol.
• 2Fe O2 2FeO
• 2 moles de hierro ,y un mol de oxígeno dan 2
  moles de oxido de Fe.

33
Cálculos estequiométricos.

• 2 NaCl 2Na Cl2
• 500 g x
• 1 mol NaCl 58.5 g
• x 500g
  x8.5 moles
• 8.5 moles de NaCl 4.25 moles de
  Cl2
• 1 mol Cl2 71 g
• 4.25 moles Cl2 x x 301.7g
  de Cl2