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¿Qué es una Reacción
Química?
Una reacción química es un proceso
en el cuál dos o más sustancias
llamadas reactantes se combinan e
interactúan para dar origen a nuevas
sustancias denominadas productos
cuyas propiedades son totalmente
diferentes.
En toda reacción química hay rompimiento y
formación de nuevos enlaces, además de una
disminución en la energía libre del sistema, es
decir, la energía libre de los productos es menor
que la energía libre de los reactantes
Algunos procesos que ocurren en la vida
cotidiana que corresponden a reacciones
químicas son entre otros: respiración, corrosión,
fotosíntesis
Evidencias de que ocurre una
reacción química
•
•
•
•
Desprendimiento de un gas
Liberación de energía (por Ej.. Calor)
Cambio de color
Formación de una sustancia sólida (precipitado)
Clasificación de las
reacciones químicas
Entre las distintas clases de reacciones destacan como
más importantes las siguientes.
1) Reacciones de composición o síntesis:
Se combinan 2 o más sustancias y originan como producto
otra sustancia distinta:
H2 + ½ O2  H2O
N2 + 3 H2  2 NH3
 2) Reacciones de descomposición o
de análisis: Una sustancia reaccionante
se descompone en dos o más sustancias
diferentes (productos): Ej..
Reacciones de sustitución:
Aquellas en que un elemento sustituye a otro
en una combinación quedando libre el
sustituido. En ellas dos compuestos
intercambian elementos: destacan entre
éstas las reacciones de neutralización y las
de precipitación.
 1) Reacciones de neutralización: Se
combinan un ácido con una base
originando como productos una sal y
agua: HCl + NaOH  NaCl +H2O
Reacciones de precipitación: En ellas dos
compuestos iónicos solubles reaccionan
para formar un producto insoluble, conocido
con el nombre de precipitado. Por ejemplo al
mezclar nitrato de plomo (II) con cromato de
potasio, (dos sales que son solubles en
agua), se formará como producto principal
un precipitado sólido de color amarillo cuyo
nombre es cromato de plomo (II), de acuerdo
a la siguiente reacción:
Pb(NO3)2 + K2CrO4  PbCrO4 (s) + KNO3
De acuerdo a la energía
involucrada,
existen las
.
reacciones endergónicas que son
aquellas que absorben energía al
ocurrir y las exergónicas que
liberan energía. La energía puede
ser eléctrica, calórica, luminosa
etc.
 Reacción endotérmica es aquella que
absorbe calor al ocurrir. A la izquierda se tiene
cloruro de cobalto (II) antes de agregar cloruro
de tionilo y a la derecha el cloruro de cobalto
(II) después de agregar el cloruro de tionilo
una vez que han transcurrido 7 minutos:
 [CoCl2 x 6 H2O] + 6 SOCl2 CoCl2 + 12 HCl +
6 SO2
Reacciones exotérmicas son aquellas que
liberan energía como un producto más.
Ej.: Sodio en agua: 1) Sodio cae al agua. 2)
Empieza la reacción 3) El hidrógeno
producido se autoenciende 4) El hidrógeno
se quema produciendo una brillante flama.
.
Ley de conservación de la masa
enunciada por Antoine Laurent
Lavoisier en 1777.
“En toda reacción química, la masa total de los reactantes debe ser
igual a la masa total de los productos”
Balance o igualación de ecuaciones
químicas: Para dar cumplimiento a la ley de
conservación de la masa de Lavoisier, es
necesario ajustar o igualar toda ecuación
que representa una reacción química
Para esto se deben ajustar los coeficientes estequiométricos de
las ecuaciones con un método sencillo que consiste en agregar
números enteros o fraccionarios delante de cada especie de
reactante o producto de tal forma que el número de átomos de
cada elemento presente en reactivos y productos sea igual.
Espontaneidad de las reacciones
químicas
Existen reacciones espontáneas que son aquellas que proceden
sin necesidad de un aporte externo de energía . En ellas la energía
libre de los productos es menor que la energía libre de los
reactantes. Por ejemplo al combinar magnesio con ácido
clorhídrico, de manera espontánea y natural ambas especies
reaccionan para formar hidrógeno gas:
Mg(s) + HCl H2(g) + MgCl2
Una reacción no espontánea es aquella que requiere de un aporte
externo de energía para ocurrir como pasa por ejemplo con la
electrólisis del agua, ya que la molécula de agua se rompe debido
a la energía eléctrica:
H 2 O  H 2 + O2
Esquema de las reacciones
Ácidos y Bases
 Ácidos
 -Presentan iones hidrógeno (H
+ ) en su estructura.
 Sabor ácido o agrio.
 Tiñen de rojo el papel indicador
de pH (papel tornasol)
 Reaccionan con las bases
formando sal y agua.
(neutralización)
 Presentan valores de pH
menores que 7
 La solución alcohólica de
fenolfataleína (otro indicador de
pH) es incolora en medio ácido.
 Bases (Hidróxidos o álcalis)
 Presentan iones hidroxilo (OH)
en su estructura.
 Sabor amargo.
 Tiñen de azul el papel indicador
de pH ( papel tornasol).
 Reaccionan con los ácidos
formando sal y agua
(neutralización).
 Presentan valoresde pH
mayores que 7
 La solución alcohólica de
fenolftaleína (otro indicador de
pH) es de color rosada en
medio básico.
Teorías ácido -base
Teoría de Arrhenius:
Según Arrhenius, ácido era toda sustancia que en solución
acuosa dejaba libres iones hidrógeno.
Por Ej.: HNO3  H+ + NO3
Para Arrhenius, base era toda sustancia que en solución
acuosa dejaba libre iones hidroxilo, por ejemplo:
NaOH  Na+ + OH 
Teoría de Brönsted-Lowry
Para ellos, ácido era toda sustancia
que donaba iones Hidrógeno (H+) y
base era toda especie química capaz
de aceptar iones hidrógeno
ÁCIDO (1) + BASE (2)  ÁCIDO (2) +
BASE (1)
HF +
NH3  NH4+ + F
Teoría de Lewis
Para Lewis, ácido es toda especie capaz de aceptar pares de
electrones y base es toda especie capaz de donar pares de
electrones
¿ Qué es el pH ?
Concepto: el pH es el grado de acidez o de
alcalinidad que tiene un sustancia.
Matemáticamente se define como el
logaritmo negativo de la concentración de
iones hidrógeno que presenta una sustancia.
Se calcula realizando la siguiente operación
matemática: pH= log [H+].
Entonces el pH es una propiedad química
que depende de la concentración de iones
hidrógeno que tiene una sustancia
¿Dónde se encuentran algunas
sustancias ácidas y básicas
comunes?
Sustancia
Se encuentra en:
Ácido acético
Vinagre
Ácido acetil salicílico
Aspirina
Ácido ascórbico
Vitamina C
Ácido cítrico
Limón, naranja, membrillo
Ácido clorhídrico (HCl)
Jugos gástricos
Ácido sulfúrico (H2SO4)
Baterías de automóviles
Amoniaco (NH3)
Limpiadores caseros
Hidróxido de magnesio Mg(OH)2
Antiácidos
Escala de pH
pH
Escala de pH: En una solución neutra las concentraciones de H+ y
OH- son iguales a 0.0000001 moles/litro. La acidez aumenta a
medida que disminuye el pH y la alcalinidad aumenta cuando
aumenta el pH.
pH de algunos líquidos y fluídos orgánicos
corrientes
Fuerza de ácidos y
de bases
Los ácidos fuertes y las bases fuertes se
disocian o ionizan totalmente (en un 100 %):
HCl H++ Cl
NaOH  Na + + OH
Los ácidos débiles y las bases débiles se
disocian solo parcialmente.
HCN H+ + CN
NH3  NH4 + + OH 
Indicadores ácido
base
La determinación del pH de una solución es un problema usual en el laboratorio
químico, que se resuelve de manera aproximada mediante el empleo de un
indicador.
Un indicador es un compuesto orgánico con propiedades de ácido débil o base
débil, cuyo ión y la molécula correspondiente presentan coloraciones diferentes.
El pH medio, al actuar sobre el equilibrio de estas dos formas hacen que los
mismos capten o liberen iones OH- o H+, variando la coloración del medio; el
cambio de color del indicador se denomina viraje.
Una serie de pigmentos naturales presentan un color en disoluciones ácidas y
otro color en disoluciones básicas, por ejemplo el pigmento tornasol tiene color
rojo en disoluciones ácidas y color azul en disoluciones básicas.
 Un indicador es una sustancia ácida o básica
(débil) que puede o no tener color. Ésta al
ionizarse experimenta un cambio de color.
HIn H+ + In
 Tiene un color  aparece otro color
 Por ejemplo la fenolftaleína es un indicador
ácido-base que en medio ácido es incolora y
en medio básico es rosada.
Algunos indicadores son:
Peachímetro
Neutralización ácido-base
NaOH + HCl NaCl + H2O