IMPORTANCIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

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IMPORTANCIA DE LAS REACIONES QUÍMICAS

 

Reacciones químicas Química 1 Antecedentes INTRODUCCIÓN El hombre vive rodeado de muchos cambios químicos, algunos independientes de su voluntad, como son, la fotosíntesis, la corrosión de algunos metales, la descomposición de los alimentos, etc.; muchos otros son provocados por él mismo para vivir en mejores condiciones, como la combustión de los derivados del petróleo, la preparación de fertilizantes, etc. Desde siempre el hombre ha querido entender la naturaleza de los cambios químicos para poder sujetarlos a su voluntad. Conforme logró el conocimiento de las fórmulas, de las leyes que rigen las combinaciones, la química ha permitido que la humanidad disfrute de innumerables ventajas materiales, aunque a veces vayan acompañadas de un deterioro ecológico, que suele ser consecuencia de un uso inadecuado de los cambios químicos. Las reacciones químicas comprenden interacciones entre moléculas, iones y átomos, las cuales producen nuevas moléculas, iones y átomos. Cuando se mezclan ciertas sustancias, ocurren reacciones en las que los átomos se reacomodan para formar nuevas sustancias. Con excepción de algunas reacciones muy complejas (que requieren un mayor conocimiento de las propiedades químicas de las substancias para comprenderlas), es fácil saber lo que va a ocurrir en una reacción si se conocen los reactivos o si se entiende el mecanismo de reacción. Definición de reacción química: Una reacción química es un proceso mediante el cual, una o varias substancias iníciales llamadas reactivos, se transforman en una o varias substancias finales, llamadas productos. 109 “Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

INTRODUCCIÓN

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras .

EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.

las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

LA ECUACIÓN QUÍMICA

En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

 

HCl     

                  

 

      +

 

reactivos

 NaOH

NaCl          

 

 

       +

 

productos

 H2O

 

Características de la ecuación:

1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) )

2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos. Estos van encima  o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.

EJEMPLO:

 

6CO2

+

6H2O

 

luz solar

C6H12O6

   +

 6O2

 
  1. . Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía

4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen

EJEMPLO:

 

2H(g)

+

O2(g)

2H2O (l)

   +

 136 kcal

 

5. Si hay una delta sobre la  flecha   indica que se suministra calor a la reacción;

EJEMPLO:

 

KClO3

 

KCl

   +

 O2

 

http://www.slideshare.net/tango67/reacciones-qumicas-1475438

Pérdida de electrones El término oxidado se utiliza para referirse a la sustancia que pierde electrones en una reacción química, o bien, aumenta su número de oxidación. El término reducido, se aplica a la sustancia que gana dichos electrones, o bien, reduce su número de oxidación

Reacciones químicas Química 1 Sustancia oxidada:

1.- ¿Cuál es la sustancia que se oxida?__________________________________

2.- ¿Cuál fue la variación en su número de oxidación o valencia?_____________

 3.- ¿Ganó o perdió electrones?_________________________________________

4.- ¿Cuántos ganó o perdió?___________________________________________ Sustancia reducida:

5.- ¿Cuál es la sustancia que se reduce?_________________________________

6.- ¿Cuál fue la variación en su número de oxidación o valencia?_____________

7.- ¿Ganó o perdió electrones?_____________________________________

8.- ¿Cuántos ganó o perdió?___________________________________________

 

Reacciones químicas Química 1 Por ejemplo: a) Con ayuda de estas reacciones te puedes explicar por qué se oxidan los metales o, por qué se destiñe la ropa. b) A través de ellas, nuestro organismo obtiene la energía necesaria para funcionar. c) Gracias a ellas, es posible fabricar fuegos artificiales. d) La comunicación que existe entre nuestras neuronas son posibles gracias a este tipo de reacciones. e) Los antisépticos y desinfectantes tienen una acción oxidante que permite conservar la salud. f) El revelado de películas fotográficas es otro más de los ejemplos que podemos mencionar. Finalmente, ¿sabías que el envejecimiento es un proceso donde intervienen reacciones de óxido-reducción? Algunas sustancias como los dulces, el alcohol, la nicotina, son reconocidas como agentes oxidantes, los cuales favorecen el envejecimiento.

Importancia de las reacciones de óxido-reducción Generalmente, cuando hablamos de algún proceso químico, pensamos que éste sólo puede ocurrir cuando realizamos una práctica dentro del laboratorio. En pocas ocasiones, comparamos lo visto en el laboratorio escolar, con lo que ocurre en la vida diaria. La transferencia de electrones que se observa en las reacciones óxido-reducción, no se restringe a una metodología que nos enseña cómo calcular la variación de ellos en las sustancias que se oxidan o se reducen. Las reacciones de óxido-reducción tienen una mayor trascendencia; se observan o emplean en una enorme diversidad de “cosas”, que tienen relación con tu vida diaria. 121 “Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

Ejemplos de las reacciones de óxido reducción o redox

  • Baterías y pilas (de auto, NiCd, alcalinas)
  • Corrosión y enmohecimiento de metales
  • Muchas de las reacciones metabólicas

Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-. En este caso el número de oxidación de la especie que se oxida tiende a aumentar.

Ejemplo: Fe0 ──>Fe2+  + 2e- (Oxidación) o

                C ──>  C+4 + 4e- (Oxidación)

               SO32- ──>SO42- + 2e- (Oxidación)

Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan  e-. En este caso el número de oxidación de la especie que reduce disminuye.

Ejemplo:  NO31- + 2e- ──>NO21- (Reducción)  

                  N+5 + 2e- ──>N+3 (Reducción)  

                 Cl20 + 2e- ──>2Cl1- (reducción)

Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación de otra. Ejemplo: el hierro metálico (Fe0), el carbono (C0) y el sulfito de los ejemplos anteriores.

Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción de otra

 

LEYES PONDÉRALES

Son las leyes usadas en la ESTEQUIOMETRIA, de manera que, nos ayuden a comprender mejor la misma y poder realizar los cálculos y estas son:

 

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER

Está importante ley se enuncia del modo siguiente: en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma).
Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.

 

LEY DE PROUST   O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

En 1808, tras ocho años de las investigaciones, j.l. Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.

Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y él oxigeno intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a continuación:

1 MOL AGUA PESA : (2)1,008 gH + 15,999 gO = 18,015 g
Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico de H es 1 y él O es 16: 1 mol de agua = 2 + 16 = 18 g, de los que 2 son de H y 16 de oxigeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se conservara siempre que se deba formar H2O (en consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8 de O, sobrarían 2g de H).

Una aplicación de la ley de proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

Ejemplo: 
En la reacción de formación del amoniaco, a partir de los gases Nitrógeno e Hidrógeno:
                                 N2 + 3 H2 ® 2 NH3
las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí, fueron:

 

NITRÓGENO

HIDRÓGENO

28 g.

 6 g.

14 g.

 3 g.

56 g.

12 g.

 

LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.
Ejemplo:
La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

 

C  + O2 --> CO2

 12 g. de C      +  32 g. de O2  -->  44 g. CO2

C  + ½ O --> CO

12 g. de C      +  16 g. de O2  -->  28 g. CO2

Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso "el doble")

                                       32/16 = 2

 

LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS (Richter 1792).

 "Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos."

Ejemplo:
En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación:   

 

N2 + 3 H2 --> 2 NH3

1 g. H2<-->4.66 g. N2

H2 + ½  O2 --> H2O

1 g. H2<-->8    g. O2

Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de nitrógeno:

 

N2 + O2 --> 2 NO

28 g. N2<--> 32 g. O2

4.66/8 = (28/32)*4 

 Esto dio origen al concepto de PESO EQUIVALENTE:
 Peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo que se combina con 8 g. de Oxígeno, o con 1.008 g. de Hidrógeno.

 

FACTORES DE CONVERSIÓN

Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes ejercicios:

1.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber más de 1 mol en 538 gramos.

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2.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber menos de 1 mol en 1 gramo.

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Como el P.M. de una sustancia se puede definir como la masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol.

Nótese que el número de moles siempre es la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol (Peso molecular), por tanto podemos  expresar:

 

número de moles "n" =

masa en gramos de la sustancia

 

Peso molecular de la sustancia (g/mol)

Cálculos Basados en Ecuaciones Químicas

Como ya se dijo al principio, las ecuaciones químicas constituyen un lenguaje preciso y versátil. Las ecuaciones químicas servirán para calcular las cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar, tanto como los números relativos de moléculas comprendidas en la reacción  y como los números relativos de moles.

Diagrama del procedimiento para calcular el número de gramos de un reactivo consumido o de un producto formado en una reacción, principiando con el número de gramos de uno de los otros reactivos o productos

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Reactivo Limitante

Los cálculos se basan en la sustancia de la que había menor cantidad, denominada "reactivo limitante". Antes de estudiar el concepto de reactivo limitante en estequiometría, vamos a presentar la idea básica mediante algunos ejemplos sencillos no químicos.

Suponga que tiene 20 lonchas de jamón y 36 rebanadas de pan, y que quiere preparar tantos bocadillos como sea posible con una loncha de jamón y dos rebanadas de pan por bocadillo. Obviamente sólo podemos preparar 18 bocadillos, ya que no hay pan para más. Entonces, el pan es el reactivo limitante y las dos lonchas de jamón demás son el "exceso de reactivo".

Suponga que una caja contiene 93 pernos, 102 tuercas y 150 arandelas. ¿Cuántos grupos de un perno, una tuerca y dos arandelas pueden formarse? Setenta y cinco, ya que se emplean todas las arandelas. Por tanto, éstas serán el "reactivo limitante". Aún quedarían 18 pernos y 27 tuercas, que son los reactivos en "exceso".

¿Qué masa de CO2 se producirá al reaccionar 8,0 gramos de CH4 con 48 gramos de O2 en la combustión del metano?

Reproduzcamos la reacción ajustada:

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1 mol       2 moles                   1 mol            2  moles

16 g          64 g                       44 g              36 g

Con nuestros datos se calcula el número de moles de cada uno.

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La ecuación ajustada indica la relación de los reactivos al reaccionar:

                        1 mol de CH4                  a                      2 moles de O2

                        0,5 mol de CH4             a                      1 mol de O2

 

pero como realmente tenemos:

                        0,5 mol de CH4             a                      1,5 de O2

Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de CH4 con 1 mol de O2, la reacción se detiene por agotamiento del CH4, y quedarían 0,5 moles de O2 de exceso. El CH4 es el reactivo limitante y sobre él deben basarse los cálculos.

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Rendimiento de las Reacciones Químicas

Muchas reacciones no se efectúan en forma completa; es decir, los reactivos no se convierten completamente en productos. El término "rendimiento" indica la cantidad de productos que se obtiene en una reacción.

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Consideremos la preparación de nitrobenceno, C6H5NO2, por reacción de ácido nítrico, HNO3, en exceso con una cantidad limitada de benceno, C6H6. La ecuación ajustada de la reacción es :

C6H6    +          HNO3             ®       C6H5NO2        +          H2O

     1 mol               1 mol                                       1mol                       1 mol

      78,1 g             63,0 g                                     123,1 g                     18,0 g

Una muestra de 15,6 gramos de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción con respecto al C6H5NO2? Calcúlese en primer lugar el rendimiento teórico del C6H5NO2 de acuerdo a la ESTEQUIOMETRIA.

Esto significa que si todo el C6H6 se convirtiera en C6H5NO2, se obtendrían 24,6 de C6H5NO2 (rendimiento del 100%); sin embargo, la reacción produce solamente 18,0 gramos de C6H5NO2, que es mucho menos que el 100%.

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Sus conocimientos de estequiometría aumentarán si observa que la mayor parte de las sustancias no son 100% puras. Al utilizar sustancias impuras, como generalmente lo son, han de tenerse en cuenta algunas o todas las impurezas.  El termino pureza (o impureza) suele indicar el "Tanto Por Ciento de Pureza" .

COMPOSICIÓN  CENTESIMAL 

Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen. Por ejemplo, una molécula de metano CH4 contiene 1 átomo de C y 4 de H. Por consiguiente, un mol de CH4 contiene un mol de átomos de C y  cuatro moles de átomos de hidrógeno. El tanto por ciento (porcentaje) es la parte dividida por el total y multiplicada por 100 (o simplemente partes por 100), por ello puede representarse la composición centesimal del metano, CH4 como:

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HECTOR URIEL VAZQUEZ MARTINEZ

TEC, EN TELECOM

ENTALPIA

La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente:

En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.

En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/redox/ap01_redox.php

Webnode

¿Qué son las pilas?

Pila eléctrica: mecanismo que convierte la energía química en eléctrica. Todas las pilas consisten en un electrolito (que puede ser líquido, sólido o en pasta), un electrodo positivo y un electrodo negativo. El electrolito es un conductor iónico; uno de los electrodos produce electrones y el otro electrodo los recibe. Al conectar los electrodos al aparato que hay que alimentar, llamado carga, se produce una corriente eléctrica.

Las pilas en las que el producto químico no puede volver a su forma original una vez que la energía ha sido convertida (es decir, que las pilas se han descargado),se llaman pilas primarias o voltaicas. Las pilas en las que el producto químico puede ser reconstituido pasando una corriente eléctrica a través de él en dirección opuesta a la operación normal de la pila, se llaman pilas secundarias o acumuladores.

 

 

No pasa nada

Se llena de plata

 

La bombilla se enciende, la barra de plata se llena más de plata y la de cobre se hace más delgada

Esto es una pila, que se forma a partir de dos semireacciones separadas. Los electrones que pierde el cobre pasan al otro bote a través del cable. Esta pila se acabaría cuando se acabara el AgNO3o el Cu de la barra se gastan. Pero antes de que esto ocurra se para, porque en el agua hay tantas cargas iguales que se repelen, pasa el Cu ²+ a la disolución de CuNO3 y al repelerse vuelve a la otra disolución y se junta con los dos electrones sin tener la plata con quién juntarse.

Para evitar esto se puede colocar un tabique poroso para que pasen los NO3- de un lado y se unan a los Cu ²+ del otro.

 

Pero si los poros son lo suficientemente grandes para que pasen los NO3- tambien pasarían las otras sustancias. Así que se coloca un tubo con una disolución saturada (para que no se salga) de un disolvente electronegativo muy fuerte, por ejemplo de KCL. y se tapa con dos trozos de algodón, de esta forma el circuito eléctrico estará cerrado.

Así al disociarse en K+ y Cl- el negativo pasa al lado donde están los Cu ²+ y los positivos al otro lado.

 

Las pilas normales están hechas de una cubierta de Zinc, una barra de grafito en su interior rodeada por un disolución de NH4Cl que se combina con los dos electrones que pierde el Zn formando amoniaco (NH3).