REACCIÓN QUÍMICA
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
patear 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.
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
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.
REACCIÓN QUÍMICA
• Los cambios químicos se representan en
base a la reacción química:
REACTIVOS INICIALES
PRODUCTOS FINALES
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.
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.
PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN
DELA MASA.
IK
+
Pb(NO3)2
PbI2 + KNO3
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.
Vídeo. (pinchar en imagen o icono de vídeo).
Ejemplo:Combustión de la
gasolina.
• ¿En qué se transforma la gasolina una
vez es consumida?.
• ¿Cuáles son los reactivos y los
productos de dicha combustión?.
• ¿La masa de dichos productos?,¿Es
igual a la masa de los reactivos?.
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
Ajuste de reacciones.Formación
del agua.
•
•
A los números que hemos añadido para ajustar la
ecuación se les llama coeficientes estequiométricos.
2 H 2 + 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.”
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.
REPRESENTACIÓN GRÁFICA
DE REACCIONES QUÍMICAS.
H2 + O2  H2O
La representación anterior no cumple el
principio de conservación de la masa.!!!
REPRESENTACIÓN GRÁFICA
DE REACCIONES QUÍMICAS.
2 H2 + O2  2 H2O
La representación anterior si cumple el
principio de conservación de la masa.!!!
Representación de reacciones.
• Zn + HCl
ZnCl2 + H2
• Procedemos a ajustar:
• Zn +2 HCl
ZnCl2 + H2
Representación de reacciones.
• CaCO3
Ca
CaO + CO2
C
O
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
Reacción de COMBUSTIÓN.
Etanol
Carbón
Butano
Propano
+
O2
CO2 +H2O
Gasolina
Madera
Plásticos
…………
vídeos:
¿Como ajustar una reacción de
combustión?
C 2H 6 + O 2
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
¿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
¿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.
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
+
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
Reacción de oxidación de
metales.
En las reacciones de oxidación se ajusta
primero el oxígeno.Después el metal.
Na + O2
Na2O
1º Na + O2
2º
4Na + O2
+
2 Na2O
2 Na2O
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.
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
• 1 MOL DE CO2
6.023 1023 átomos de Cu
6.023 1023moléculas de CO2
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.
MASA MOLAR
• Es la masa de un mol .
• Su unidad es el g/mol.
• M= masa(g)/nºmoles.
¿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.
¿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
x
1mol
0.25moles
32g
8g
x=0.25 moles
N átomos
x
x:1.5 1023átomos de S
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
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.
Cálculos estequiométricos.
A
B
• Masa de A
Moles de A
• Moles de A
Moles de B
• Moles de B
Masa de B
Cálculos estequiométricos.
2 NaCl
2Na + Cl2
500 g
x
1 mol NaCl
58.5 g
x
500g
8.5 moles de NaCl
1 mol Cl2
4.25 moles Cl2
x=8.5 moles
4.25 moles de Cl2
71 g
x
x= 301.7g de Cl2
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