Fund.QuíM.Cap4 C

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Fund.QuíM.Cap4 C

  1. 1. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
  2. 2. IV. Las reacciones químicas <ul><li>IV.1. La ecuación química </li></ul><ul><li>IV.2. Las reacciones químicas en disolución </li></ul><ul><li>IV.3. La estequiometría </li></ul><ul><li>IV.4. Reactivo limitante </li></ul>
  3. 3. Reacciones de oxidación-reducción <ul><li>En la oxidación de un metal éste pierde electrones : 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 </li></ul><ul><li>4 Fe - 12e 4 Fe 3+ 3 O 2 + 12e 6 O 2- </li></ul><ul><li>En la reacción con un ácido, un metal pierde electrones : </li></ul><ul><li>Ca ( s ) + 2 HCl ( aq ) CaCl 2 ( aq ) + H 2 ( g ) </li></ul><ul><li>Ca - 2e Ca 2+ 2 H + + 2e H 2 ( g ) </li></ul><ul><li>Se ha generalizado esta situación llamándose oxidación a la pérdida de electrones por parte de una sustancia. </li></ul><ul><li>En las reacciones anteriores se dice que: “El Fe se oxidó”, “El Ca se oxidó” </li></ul>
  4. 4. Reacciones de oxidación-reducción <ul><li>Paralelamente – y ocurre siempre cuando hay una oxidación- cuando un átomo, ión o molécula adquiere una carga más negativa (gana electrones) se dice que se reduce. </li></ul><ul><li>La ganancia de electrones por parte de una sustancia se denomina reducción </li></ul><ul><li>En las reacciones anteriores: </li></ul><ul><li>[3 O 2 + 12e 6 O 2- ] el O 2 se redujo </li></ul><ul><li>[2 H + + 2e H 2 ( g )] el H + se redujo </li></ul>
  5. 5. Reacciones de oxidación-reducción <ul><li>Para identificar correctamente una reacción de oxidación-reducción se creó el concepto de número de oxidación. </li></ul><ul><li>En las reacciones de oxidación-reducción tienen lugar cambios iguales pero de signo contrario en los números de oxidación de al menos dos elementos. </li></ul><ul><li># de oxidación aumenta oxidación </li></ul><ul><li># de oxidación disminuye reducción </li></ul>
  6. 6. Tipos de reacciones REDOX <ul><li>Reacciones de combustión </li></ul><ul><li>Reacciones electroquímicas </li></ul><ul><li>Reacciones entre un metal y un ácido (o una sal): A + B X A X + B </li></ul><ul><li>Zn ( s ) + 2 H Br ( aq ) Zn Br 2 (aq) + H 2 ( g ) </li></ul><ul><li>Mn ( s ) + Pb (NO 3 ) 2 ( aq ) Mn (NO 3 ) 2 ( aq ) + Pb ( s ) </li></ul><ul><li>Se denominan reacciones de desplazamiento porque el ión en disolución es desplazado o sustituido por un elemento que se oxida. </li></ul>
  7. 7. Tipos de reacciones REDOX <ul><li>Verificación de existencia de oxidación-reducción </li></ul><ul><li>Mg ( s ) + 2 H Cl( aq ) Mg Cl 2 (aq) + H 2 ( g ) </li></ul><ul><li>0 +1 +2 0 </li></ul><ul><li>Otro ejemplo de reacción de desplazamiento: </li></ul><ul><li>Fe( s ) + Ni(NO 3 ) 2 ( aq ) Fe(NO 3 ) 2 ( aq ) + Ni( s ) </li></ul><ul><li>Se verifica que siempre que una sustancia se oxida otra se reduce . </li></ul><ul><li>Pero ¿qué metal puede reducir a otro (oxidándose)? </li></ul>
  8. 8. Serie de actividad de los metales en disolución acuosa <ul><li>Cualquier metal de la lista puede ser oxidado por los iones de los elementos que están debajo de él. </li></ul>
  9. 9. Reacción de desplazamiento
  10. 10. Desplazamientos metálicos en las reacciones REDOX <ul><li>Exprese cuáles de las siguientes reacciones pueden tener lugar: </li></ul><ul><li>Cu ( s ) + Sn 2+ ( aq ) </li></ul><ul><li>Fe ( s ) + Ni 2+ ( aq ) </li></ul><ul><li>Al ( s ) + Na + ( aq ) </li></ul><ul><li>Ni ( s ) + H + ( aq ) </li></ul><ul><li>Cu ( s ) + H + ( aq ) </li></ul><ul><li>Al ( s ) + H + ( aq ) </li></ul>
  11. 11. La estequiometría <ul><li>Estequiometría : del griego stoicheion (“elemento”) y metron (“medida”). </li></ul><ul><li>Se basa en la ley de conservación de la masa : la masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción [Lavoisier final S. XIX] </li></ul>
  12. 12. Cálculos estequiométricos <ul><li>Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar como los números relativos de moléculas que intervienen en la reacción y también como los números relativos de moles </li></ul>
  13. 13. Cálculos estequiométricos <ul><li>Cuando se plantea: </li></ul><ul><li>2 mol H 2 ≈ 1 mol O 2 ≈ 2 mol H 2 O </li></ul><ul><li>Se quiere decir que 2 mol H 2 ,1 mol O 2 y 2 mol H 2 O son </li></ul><ul><li>cantidades estequiométricamente equivalentes ( ≈). Esto significa cantidades proporcionales de reaccionantes y productos. Ej.: ¿cuántos moles de H 2 O se producen aprtir de 1,57 moles de O 2 ? </li></ul><ul><li>Moles de H 2 O = (1,57 mol O 2 ) (2 mol H 2 O) = 3,14 mol H 2 O </li></ul><ul><li>(1 mol O 2 ) </li></ul>
  14. 14. Cálculos estequiométricos <ul><li>En la combustión del butano (C 4 H 10 ) ocurre la reacción: </li></ul>¿Cuántos g de CO 2 se producen al combustionar 1 g de C 4 H 10 ? Se aprecia que 2 mol C 4 H 10 ≈ 8 mol O 2 . Hay que buscar la equivalencia en moles de 1g de C 4 H 10 [1mol C 4 H 10 = 58 g]
  15. 15. Cálculos estequiométricos <ul><li>Ahora ya se pueden calcular los moles de CO 2 producidos por los 0,0172 moles de C 4 H 10 </li></ul>Y como un mol CO 2 corresponden (12 + 32) 44 g de CO 2
  16. 16. Cálculos estequiométricos <ul><li>Así, para este tipo de problemas, la secuencia de conversión es: </li></ul>También se hubiera podido realizar el cálculo en una sola secuencia de factores:
  17. 17. Cálculos estequiométricos <ul><li>Si se hubiera pedido la cantidad consumida de O 2 el planteamiento total hubiera sido: </li></ul>Calcúlese la cantidad de agua producida por 25 g de C 4 H 10
  18. 18. Cálculos estequiométricos <ul><li>Procedimiento para el cálculo para calcular el # de g de un reactivo consumido o de un producto formado en una reacción, partiendo del # de g de uno de los otros reactivos o producto. </li></ul>
  19. 19. Cálculos estequiométricos. Problemas. <ul><li>1- La fermentación de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) produce alcohol etílico (C 2 H 5 OH) y CO 2 . </li></ul><ul><li>Plantee la ecuación balanceada </li></ul><ul><li>Calcule los moles de CO 2 . que se producen a partir de 0,4 moles de glucosa. </li></ul><ul><li>Calcule los gramos de glucosa que se requieren para fabricar una botella de bebida alcohólica (750 ml ≈750 g) si en ella está presente el alcohol etílico en un 38%. </li></ul>
  20. 20. Cálculos estequiométricos. Problemas. <ul><li>2- Las bolsas de aire de los automóviles se inflan cuando la azida de sodio (NaN 3 ) se descompone rápidamente en sus elementos componentes: (C 2 H 5 OH) y CO 2 . </li></ul><ul><li>2 NaN 3 ( s ) 2 Na( s ) + 3 N 2 ( g ) </li></ul><ul><li>¿Cuántos moles de N 2 se producen al descomponerse 2,5 mol de NaN 3 ? </li></ul><ul><li>¿Cuántos gramos de azida de sodio se requieren para formar 6,00 g de nitrógeno gaseoso? </li></ul><ul><li>¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para –al reaccionar- llenar una bolsa con 25 litros de nitrógeno gaseoso si la densidad de éste es de 1,25 g/l? </li></ul>
  21. 21. Reactivo limitante <ul><li>Una reacción química termina cuando se agota el reactivo que está en una proporción menor a la estequiométrica; quedando los demás en exceso. Al reactivo que se agota primero se le llama reactivo limitante. </li></ul><ul><li>Supongamos que se tienen 2 moles de Hierro y 1 mol de Oxígeno y que reaccionan para formar óxido férrico según: 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 ¿cuál de los dos terminará primero ? </li></ul><ul><li>Como en esta reacción 4 moles de Fe reaccionan con 3 de oxígeno se puede plantear: </li></ul>
  22. 22. Reactivo limitante <ul><li>Partamos primero de lo necesario de O 2 para reaccionar con 2 moles de Fe: </li></ul><ul><li>Moles de O 2 = (2 mol Fe) (3 mol O 2 ) = 1,5 mol O 2 </li></ul><ul><li>(4 mol Fe) </li></ul><ul><li>Como se dispone solamente de 1 mol de O 2 , el reactivo limitante resulta el O 2 . </li></ul><ul><li>Si se hubiera partido de lo necesario de Fe: </li></ul><ul><li>Moles de Fe = (1 mol O 2 ) (4 mol Fe ) = 1,33 mol Fe </li></ul><ul><li>(3 mol O 2 ) </li></ul><ul><li>Como se dispone de 2 mol de Fe, sobra de este elemento, luego el reactivo limitante resulta el O 2 . </li></ul>
  23. 23. Reactivo limitante <ul><li>Resumiendo los datos del ejemplo anterior: </li></ul>4 Fe 3 O 2 2 Fe 2 O 3 Cantidades iniciales 2 1 0 Cambio (reacción) -1,33 -1 +1,5 Cantidades finales 0,67 0 1,5
  24. 24. Cálculos estequiométricos.Problemas. <ul><li>3- El proceso más importante para convertir el nitrógeno del aire en compuestos nitrogenados se basa en la reacción de éste con hidrógeno para formar amoníaco (NH 3 ) según: </li></ul><ul><li>N 2 + 3 H 2 2 NH 3 </li></ul><ul><li>Clasifique la reacción </li></ul><ul><li>Calcule los moles de NH 3 . que se pueden formar a partir de 3,0 mol de N 2 y 6,0 mol de H 2 </li></ul><ul><li>¿Cuál es el reactivo limitante? </li></ul>
  25. 25. Reactivo limitante <ul><li>En el siguiente esquema se ve ejemplificado el concepto de reactivo limitante </li></ul>

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