Ocampo.martinez.jg.1atv-reaccionequimicas(tipos)09/ 02/2017
1.
. Química 2012 Clase Nº 10Reacciones químicas Profesor:
Antonio Huamán 1
2.
2. REACCIONES QUÍMICAS
CONCEPTOSon cambios o transformaciones en la cual una o más sustanciasiniciales
llamadas reactantes, mediante choque efectivos entre si,originan la ruptura de
enlaces, produciéndose entonces la formaciónde nuevos enlaces químicos, los que
darán lugar a la formación denuevas sustancias denominados
productos con propiedad distintas alos reactantes. 2
3.
3. ECUACIÓN QUÍMICAUna
ecuación química es la representación escrita y abreviadade una reacción
química. § A la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos (sustancias
reaccionantes) § A la derecha se escriben las fórmulas de los productos (sustancias
resultantes) § Separadas por una flecha.También pueden contener información sobre el
estado físico de lassustancias y sobre las condiciones de la reacción. Ejemplo:
1CaCO3(s) + 2HCI(ac) → 1CaCI2(ac) + 1CO2(g) 1H2O(I) { 144 2444 sentido de la
14444 4 3 24444 3 Re ac tantes Re acción Pr oductos 3
4.
4. Donde:sólido (s) líquido (l) gaseoso (g)vapor (v) acuoso (ac)1,
2,1, 1 y 1 coeficientes estequiométricosEVIDENCIAS DE OCURRENCIA DE UNA
REACCIÓN QUÍMICAØ Liberación de gas (burbujas)Ø Cambio en color, olor y saborØ Formación de precipitados (son los insolubles)Ø Variación en la temperatura del
sistema (cambio térmico) 4
5.
5. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICASI. POR LA NATURALEZA DE
LOS REACTANTES • Reacción de Adición (Síntesis). Cuando reaccionan dos o más
reactantes para formar un solo producto Ejemplo: § Las reacciones entre dos no metales dan compuestos covalentes:
N2 + 3 H2 → 2 NH3 § Las reacciones entre un no metal y un metal dan sales: S + Fe →
FeS § Las reacciones entre un óxido y agua producen hidróxidos: CaO +
H2O → Ca(OH)2 § Las reacciones entre un anhídrido y agua producen ácidos: SO2 +
H2O → H2SO3 5
6.
6. En general: A + B + ........ → un producto• Reacción de
Descomposición. Denominada también de análisis se caracteriza porque a partir
de un reactante, se obtiene 2 o más productos. Por lo general se necesita
energía. Ejemplo: ∆ 2CuO( s ) 2Cu(s) + O2(g) : Pirólisis → Luz 2H2O2( l )
→2H2O ( l ) + O2(g) : Fotólisis C.E. 2NaCI( l ) 2Na( l ) + CI2(g) :
Electrólisis → En general: un reac tante → D + E + ......3. Reacción de Desplazamiento
Simple. Es la reacción de una sustancia simple (elemento químico) con un
compuesto, donde el elemento desplaza a otro que se encentra formando parte del
compuesto. Esto se fundamenta en la mayor actividad química. Ejemplo: 6
7.
7. § Algunos metales
reaccionan con ciertos ácidos reemplazando el hidrógeno y formando la sal
correspondiente: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 § Un metal puede ser
desplazado de sus sales por otro metal más activo: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu En
General: A + CD → AD + C4. Reacción de Doble Desplazamiento (METATESIS). Es lareacción
entre dos compuestos donde existe un intercambio de elementos generando dos
compuestos. En este tipo de reacción los reactantes están generalmente en medio
acuoso. Ejemplo: Precipitado AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3 Neutralización Ca (OH )
2 + H 2 SO4 → CaSO4 + 2 H 2O7
8.
8. En General: AB + CD → AD
+ CBII. POR LA VARIACIÓN DE LA ENERGÍA (ENTALPÍA) Entalpía (H). Indica el
contenido calórico característico de cada sustancia
química. Se mide a 25ºC y 1 atm. llamada condición Standard. El cuadro
siguiente muestra algunos valores de entalpía. Sustancia NO NO2 H2O NaCl H2
H(kcal/mol) 20 8 -68 -98 0 Cambio de Entalpía (ΔH). Se llama calor de reacción
y determina la energía liberada o absorvida a condición Standard Sea la
reacción: A+B C+D HR HP 8
9.
9. HP: Entalpía de los productos ΔH = HP - HR HR: Entalpía de los
reactantes• Reacción Exotérmica (ΔH < 0). Reacción en donde hay una pérdida
(libera) neta de energía en forma de calor, por lo tanto la entalpía de los
productos es menor respecto a los reactantes. Ejemplo: 1 k cal SO 2 + O 2 → SO
3 + 23,49 ó 2 mol 1 k cal SO2 + O2 → SO3 ...........∆H = −23,49 2 mol 9
10. 10. • Reacción Endotérmica (ΔH > 0). Reacción en donde existe una
ganancia (absorve) neta de energía (calor) por lo tanto la entalpía de los
productos es mayor respecto a los reactantes. Ejemplo: k cal Al 2 O 3 + 2Fe +
203 mol → 2Al + Fe 2 O 3 ó k cal Al2O3 + 2 Fe → 2 Al + Fe2O3 ........∆H = +203
mol 10
11.
11. III. POR LA VARIACIÓN DEL ESTADO DE OXIDACIÓN • Reacción Redox.
Son aquellos procesos en la que se verifica una ganancia y pérdida de
electrones simultáneamente, por lo tanto al menos un elemento cambia su estado
de oxidación E.O. Son procesos donde ocurre la oxidación y reducción. • Oxidación. Son semireacciones en
donde existe un aumento en el estado de oxidación debido a la pérdida de
electrones. Ejemplo: aumenta 0 +3 Fe - 3e- Fe #e- = (0) – (+3) = -3 aumenta -1
0 2Cl - 2e- Cl2 #e- = 2(-1) – 2(0) = -2 11
12.
12. • Reducción. Son
semireacciones en donde existe una disminución en el estado de oxidación debido
a la ganancia de electrones. Ejemplo: disminuye +6 +2 S + 4e- S #e- = (+6) –
(+2) = +4 disminuye +5 0 2N + 10e- N2 #e- = 2(+5) – 2(0) = +10 Observación: 12
13.
13. Tipos de Redox• Redox
Intermolecular. Cuando el elemento que se oxida y se reduce están en especies
químicas diferentes. Ejemplo:• Redox Intramolecular. Cuando en una misma
especie química se encuentra el elemento que se oxida y reduce (pero deben ser
elementos) Ejemplo:• Redox Dismutación o Desproporción. Cuando un mismo
elemento se oxida y se reduce a la vez. Ejemplo: 13
14.
14. • Reacción No Redox.
Aquella reacción donde ningún elemento cambio su E.O. Ejemplo: +1 -2 +1 +1 -1
+1 -1 +1 -2 NaOH + HCl NaCl + H2OBALANCE DE ECUACIONES QUÍMICASCuando la
reacción química se expresa como ecuación, ademásde escribir correctamente
todas las especies participantes, sedebe ajustar el número de átomos de
reactivos y productos,colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos
o de losproductos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el deátomos en ambos
lados de la ecuación, para mantener la Leyde Lavoisier. 14
15. 15. MÉTODOS PARA BALANCEAR
UNA DE ECUACIÓN QUÍMICA1. MÉTODO DE SIMPLE INSPECCIÓN (TANTEO) Pasos a seguir: ØSe balancean los metales ØSe balancean los no
metales ØSe balancean los átomos de hidrógeno. ØSe balancean los átomos de
oxígeno. Ejemplo: Balancear las siguientes ecuaciones químicas ü N2 + H2 NH3 ü C 3H 8 + O 2 CO2 + H2O ü H3PO4 + Mg Mg3(PO4)2 + H2 15
16. 16. 2. MÉTODO DEL NÚMERO DE
OXIDACIÓN (REDOX) Pasos a seguir: ØAsignar el estado de
oxidación a cada uno de los átomos de los elementos. ØIdentificar los elementos
que han cambiado de estado de oxidación. ØEscribir por separado los
pares redox hacia la oxidación y hacia la reducción, balanceando el número de
átomos de los elementos que han cambiado su estado de oxidación y el número de
electrones intercambiados. ØMultiplicar la ecuaciones por los menores números que
permitan igualar el número de electrones donados y recibidos. ØTransferir los
coeficientes encontrados a la ecuación original. ØTerminar el balanceo de
los átomos de los elementos restantes (por “tanteo”). 16
17. 17. Ejemplo: (CEPRE-UNMSM) Balancee la siguientereacción y marque la
secuencia correcta: KClO3 + KI + HCl KCl + H2O + I2I. El I2 es el agente
reductor.II. Se transfieren 10 moles de electrones.III. El agente oxidante es
KCIO3.Solución: 17
De acuerdo con la energía
involucrada las reacciones químicas se clasifican en:
·
Reacciones
exotérmicas que son aquellas que ocurren con desprendimiento de calor. En ellas
la energía de los reactivos es mayor que la energía que poseen los productos,
la combustión es un ejemplo de este tipo de reacciones
C(s) +
O2(g) →
CO2(g) + Calor
C(s) +
O2(g) →
CO2(g) + 94 Kcal
A la cantidad de energía
almacenada en los reactivos o en los productos se le llama entalpía (H), y a la
diferencia entre la entalpía de los productos (Hp) y la entalpía de los
reactivos (Hr) se le llama calor de reacción o cambio de entalpía (∆H).Por
tanto:
∆H = Hp − Hr
Como en una reacción
exotérmica, la cantidad de energía almacenada en los productos es menor que la
cantidad de energía almacenada en los reactivos, ∆H será negativo.
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H
= −94 kcal
Ocampo.martinez.jg_metodo científico
(em):_09/feb/2017
Una investigación biológica generalmente empieza con una observación,
esto es, con algo que llama la atención del biólogo. Por ejemplo, un biólogo que estudia el cáncer puede notar que
cierto tipo de cáncer no responde a la quimioterapia y preguntarse por qué pasa eso. Una ecóloga marina,
al observar que los arrecifes
de coral de su lugar de estudio se decoloran (se vuelven blancos), puede
empezar una investigación para entender las causas de ese fenómeno.
¿Qué hacen los biólogos
para dar seguimiento a esas observaciones? ¿De qué manera puedes tú dar seguimiento a tus observaciones del mundo
natural? En este artículo analizaremos el método científico,
un método lógico para la resolución de problemas usado por biólogos y muchos
otros científicos
En los fundamentos de la
biología y otras ciencias se encuentra un método de resolución de problemas
llamado método científico. El método científico tiene
cinco pasos pasos: básicos (y un paso
más de "retroalimentación"): Haz una observación
1.
Plantea una pregunta
2.
Formula una hipótesis o
explicación que
pueda ponerse a prueba
3.
Realiza una predicción con base en la
hipótesis
4.
Pon a prueba la predicción
5.
Repite el proceso (utilizando los resultados
para formular nuevas hipótesis o predicciones).
El método científico se usa en todas las ciencias (incluyendo química,
física, geología y psicología). Los científicos en estos campos hacen
diferentes preguntas y realizan distintas pruebas, sin embargo, usan el mismo
método para encontrar respuestas lógicas y respaldadas por evidencia.
Ejemplo de método científico:
¿por qué no arranca el coche?
Acerquémonos
intuitivamente al método científico aplicando sus pasos a la resolución de un
problema cotidiano^{1}1start superscript, 1, end
superscript.
Supongamos que
vas al estacionamiento, entras a tu auto y giras la llave de encendido. Sin
embargo, el coche no arraca.
2. Plantea una pregunta
¿Por qué no
arranca mi auto?
3. Elabora una hipótesis
Una hipótesis es una posible respuesta a una
pregunta, que de alguna manera se puede poner a prueba. Por ejemplo, nuestra
hipótesis en este caso sería que el coche no arranca porque la batería está muerta.
Esta hipótesis no
necesariamente es la respuesta correcta, sino una posible explicación que
podemos comprobar para ver si es correcta o si necesitamos proponer otra.
