quimica general

1. 1
CAPIULO II
PERIODICIDAD QUIMICA Y
REACCIONES QUIMICAS
REACCIONES QUIMICAS
Profesora: Clara Turriate M

2. Sustancias de uso comercial
Iónicas
Na2CO3, NaCl, CaO, NaOH, NH4NO3
Covalentes
H20, H2SO4, CHCl3, C2H4, CH4, CH3CH2OH,
C12H22O11
¿Por qué la sal es un sólido de alto punto de
fusión y soluble en agua?
¿Por qué las soluciones de NaCl son buenas
conductoras de la electricidad , y por qué las
soluciones de azúcar no lo son?

3. Una molécula es un agregado de dos o más átomos en una
colocación definitiva que se mantienen unidos a través de fuerzas
químicas
H2 H2O NH3 CH4
Una molécula diatómica contiene sólo dos átomos
H2, N2, O2, Br2, HCl, CO
Una molécula poliatómica contiene más de dos átomos
O3, H2O, NH3, CH4

4. Un ion es un átomo o grupo de átomos que tiene una
carga neta positiva o negativa.
Un ion monoatómico contiene solamente un átomo
Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3-
Un ion poliatómico contiene más de un átomo
OH-, CN-, NH4
+, NO3
-

6. 6
Estequiometria
Proviene de la palabra griega stoichion que
significa constituyente elemental y metrein que
significa medida
Estudia las relacionas cuantitativas entre los
elementos en los compuestos, y en las
sustancias cuando experimentan cambios
químicos
Conceptos
fundamentales
•Masa atómica
•Mol
•Número de Avogadro
•Leyes ponderables

7. Formula empírica y fórmula
molecular
Fórmula empírica
Fórmula Molecular (real)
Fórmula %C %H
CH (empírica) 92,3 7,7
C2H2(acetileno) 92,3 7,7
C6H6(benceno) 92.3 7,7
Fórmula = R Fórmula
molecular empírica R = constante

8. 8
REACCIONES QUÍMICAS
Si se te pidiera que pensaras en reacciones químicas
y lo asociaras a alguna de estas imágenes, ¿con cuál
lo harías?

9. 9
REACCIONES QUÍMICAS
¿Desde que te has levantado por la mañana
tu vida ha tenido que ver algo con la
Química, las reacciones químicas?. ¿Esa
relación te produce efectos beneficiosos o
perjudiciales?
¿Te has planteado alguna vez cómo sería
nuestro mundo sin la Química?

10. Estequiometria. 2a. sesión
Reacción química

11. reacción

12. ¿Cómo nos damos cuenta que se
produce una reacción química?
Cuando al poner en contacto dos o más
sustancias:
Se forma un precipitado
Se desprenden gases
Cambia de color
Se desprende o absorbe energia (calor)
Se percibe un “olor”, etcétera

13. Cambios de energía (luz)

14. Concepto de reacción química.
“Es un proceso mediante el cual unas
sustancias (reactivos) se transforman en
otras (productos de la reacción) por la
reorganización de los átomos conformando
moléculas nuevas. Para ello es necesario
que rompan enlaces en las moléculas
originales y se formen enlaces nuevos”.

15. Una ecuación química. Presentan la siguiente
forma:
REACTIVOS PRODUCTOS
En toda reacción química se cumple el principio de
conservación de la masa y el principio de
conservación de las cargas eléctricas, para ello, la
reacción química debe estar AJUSTADA
Una ecuación química está ajustada si se conserva
el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación.
Para ajustarla se utilizan los coeficientes
estequiométricos
N2 + 3H2 2NH3

16. Si intervienen iones, deben ajustarse de
forma que la carga neta sea la misma en
los dos miembros
Cu + 2Ag+
Cu2+ + 2Ag
permite conocer las sustancias que
intervienen en el proceso químico y
la proporción en la que lo hacen
ECUACIÓN
QUÍMICA
COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS
FÓRMULAS
indican cuáles han sido los
reactivos y qué productos se
han formado
señalan la proporción
en que las sustancias
han participado
C3H8 +5O2 3 CO2+ 4H2O

17. Ejemplo de reacción química.
Reactivos Productos
En la reacción: H2 + I2 —® 2 HI
se rompen 1 enlace H—H y 1 enlace I —I
y se forman 2 enlaces H—I

18. Reaccion química
Los productos pueden variar al cambiar las
condiciones( P, T, pH, solvente, catalizador, entre
otros), algunas cantidades permanecen constantes
en cualquier reacción química (el número de
átomos presentes, la carga eléctrica y la masa
total)
sulfato de cobre (II) hierro sulfato de hierro (II) cobre

19. Escrituras de reacciones químicas
Una ecuación química debe contener: todos
los reactivos, todos los productos, el estado
físico de las sustancias y las condiciones de
reacción
Las ecuaciones químicas deben estar
ajustadas, de forma que se cumpla la ley de
conservación de la masa. Debe igualmente
haber el mismo número de átomos de cada
elemento a ambos lados de la ecuación, en
los reactivos y en los productos.

20. 20 Símbolos de uso común en
ecuaciones químicas
→ Aapunta hacia los productos
← Apunta hacia los reactantes
↔ Reacción reversible
(s) Estado sólido
(l) Estado líquido
(g) Estado gaseoso
(aq) o (ac) Solución acuosa
Δ calor
↑ gas que se desprende
↓ precipitado que se forma

21. Teoría de las colisiones
Para que se produzca una reacción química
es necesario:
1º) que los átomos o moléculas posean la
energía cinética suficiente para que al
chocar puedan romperse los enlaces de los
reactivos (energía de activación).
2º) que el choque posea la orientación
adecuada para que puedan formarse los
enlaces nuevos.

22. Perfil de una reacción
reactivos
reactivos
productos
productos
Energía de activación
Energía de reacción
Energía

23. Catalizadores
Son sustancias que, incluso en cantidades
muy pequeñas influyen la velocidad de una
reacción, pues aunque no intervengan en la
reacción global, si intervienen en su
mecanismo con lo que consiguen variar la
energía de activación (normalmente
disminuirla para que la reacción se acelere).

24. Perfil de una reacción
(sin y con catalizador)
Energía
reactivos
Energías de activación
sin catalizador
con catalizador
Q
productos

25. BALANCE DE ECUACIONES
QUIMICAS
Método de simple inspección
Método de los coeficientes
indeterminados
Método de número de oxidación
Método del ion electrón

26. 26 Número de oxidación
La carga que tendría un átomo en una molécula (o un
compuesto iónico) si los electrones fueran completamente
transferidos.
1. Los elementos libres (estado no combinado) tiene
un número de oxidación de cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En los iones monoatómicos, el número de
oxidación es igual a la carga en el ion.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno es
normalmente –2. En H2O2 y O2
2- éste es –1.

27. 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1
excepto cuando está enlazado a metales en los
compuestos binarios. En estos casos, su número
de la oxidación es –1.
5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA
son +2 y el flúor siempre es –1.
6. La suma de los números de oxidación de todos
los átomos en una molécula o ion es igual a la
carga la neta del ion.
HCO3
-
O = -2 H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
¿Los números de
oxidación de todos los
elementos en HCO- ?
3

28. NaIO3
Na = +1 O = -2
3x(-2) + 1 + ? = 0
I = +5
IF7
F = -1
7x(-1) + ? = 0
I = +7
K2Cr2O7
O = -2 K = +1
7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0
Cr = +6
¿Los números de
oxidación de todos
los elementos en lo
siguiente?

29. 29
Tipos de ecuaciones químicas
Redox : Cambio en el número
de oxidación
No redox: No hay cambio en el
número de oxidación
Reacciones especiales

30. Tipos de reacciones de oxidación-reducción
Reacción de combinación
A + B C
S + O2 SO2
0 0 +4 -2
Reacción de descomposición
C A + B
+1 +5 -2 +1 -1 0
2KClO3 2KCl + 3O2

31. 31
Tipos de reacciones de oxidación-reducción
Reacciones de desplazamiento
A + BC AC + B
Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2
TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2
Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2
Desplazamiento de
Hidrógeno
Desplazamiento de
metal
Desplazamiento de
halógeno
0 +1 +2 0
+4 0 0 +2
0 -1 -1 0

32. 32
Tipos de reacciones de oxidación-reducción
Reacciones de doble desplazamiento
AB + CD AD + CB
Reacción de desproporción
El elemento es simultáneamente oxidado y reducido
0 +1 -1
Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O

33. Reacciones de oxidación-reducción 33
(reacciones de transferencia de electrones)
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
2Mg 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- 2O2-
Oxidación semirreacción
(pierde e-)
Reducción semirreacción
(gana e-)
2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e-
2Mg + O2 2MgO

34. Zn (s) + CuSO4 (ac) ZnSO4 (ac) + Cu (s)
Zn Zn2+ + 2e-
Cu2+ + 2e- Cu
Zn es el agente reductor
Cu2+ es el agente oxidante
El alambre cobrizo reacciona con el nitrato de
plata para formar el metal de plata.
¿Cuál es el agente oxidante en la reacción?
Cu (s) + 2AgNO3 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)
Cu Cu2+ + 2e-
Ag+ + 1e- Ag Ag+ es
reducido
Ag+ es el agente
oxidante

35. Reacción de neutralización
ácido + base sal + agua
HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- H2O

36. Reacciones de precipitación
Precipitado: sólido insoluble que se
separa de la disolución
precipitado
Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac)
ecuación molecular
ecuación iónica
Pb2+ + 2I- PbI2 (s)
ecuación iónica neta
Pb2+ + 2NO3
- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3
-
Na+ y NO3
- son iones espectadores

37. Clasifique las reacciones siguientes:
Ca2+ + CO3
2- CaCO3
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Ca + F2 CaF2
Precipitación
Redox (H2
Desplazamiento)
Redox
(Combinación)

38. Estequiometría
de una reacción química.
Es la proporción en moles en la que se
combinan los distintos reactivos y en la que
se forman los distintos productos de la
reacción.
Una vez determinado el número de moles
de reactivos y productos (ajuste de la
reacción) se puede hacer el cálculo en masa
(gramos) o en volumen (litros) en el caso de
gases o disoluciones.

39. Tipos de cálculos
estequiométricos.
Con moles.
Con masas.
Con volúmenes (gases)
– En condiciones normales.
– En condiciones no normales.
Con reactivo limitante.
Con reactivos en disolución (volúmenes).

40. Reactivo limitante
6 verdes agotados
6 rojas sobre la izquierda
Antes del inicio
de la reacción
Después de completada
la reacción
Reactivo limitante
Reactivo en exceso

41. Reacciones con reactivo limitante
Hay veces que nos dan más de una cantidad
de reactivos y/o productos.
En estos casos, uno de los reactivos quedará
en eexxcceessoo y no reaccionará todo él.
El otro reactivo se consume totalmente y se
denomina rreeaaccttiivvoo lliimmiittaannttee, ya que por
mucho que haya del otro no va a reaccionar
más.

42. Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio
metálico con 9 g de agua. Determina cuál de
ellos actúa como reactivo limitante y qué masa
de hidróxido de sodio se formará? En la
reacción se desprende también hidrógeno.
2 Na + 2 H2O ® 2 NaOH + H2
46 g — 36 g ——— 80 g
10 g — m(H2O) — m(NaOH) Þ m(H2O) = 7,8 g
lo que significa que e el sodio ess eell rreeaaccttiivvoo lliimmiittaannttee y
que el agua está en exceso
(no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)
m (NaOH) = 80 g · 10 g / 46 g = 1177,,44 gg

43. El rendimiento en las reacciones
químicas.
En casi todas las reacciones químicas suele
obtenerse menor cantidad de producto de lo
esperado a partir de los cálculos estequiométricos.
Esto se debe a:
Perdida de material al manipularlo.
Condiciones inadecuadas de la reacción.
Reacciones paralelas que formas otros
productos.
Se suele expresar en % rendimiento a:
%Rendimiento R.experimental X 100
R.teorico
=

44. Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de
sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad
suficiente para que precipite todo el cloruro de
plata. Determina la masa de este producto que
obtendremos si el rendimiento de la reacción es
del 85 %.
n(NaCl) = V · Molaridad = 0,01 L · 1 mol/L
NaCl + AgNO3 ® AgCl¯ + NaNO3
1 mol 143,4 g
0,01 mol m (AgCl)
De donde m(AgCl) = 1,43 g
m 1,434 g · 85 AgCl (obtenida) = ————— = 11,,2222 gg
100

45. Riqueza
La mayor parte de las sustancias no suelen
encontrarse en estado puro.
Se llama riqueza al % de sustancia pura que
tiene la muestra.
m (sustancia pura)
riqueza = ———————— · 100
m (muestra)
EEjjeemmpplloo:: Si decimos que tenemos 200 g de
NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos
96
200 g · ——— = 192 g de NaOH puro
100

46. Energía de las reacciones
químicas.
En todas las reacciones químicas se produce
un intercambio energético con el medio
(normalmente en forma de calor) debido a
que la energía almacenada en los enlaces de
los reactivos es distinta a la almacenada en
los enlaces de los productos de la reacción.
DEREACCIÓN = EPRODUCTOS – EREACTIVOS

47. Ejemplos de reacciones
termoquímicas
Reacción endotérmica:
2 HgO (s) +181,6 kJ ® 2 Hg (l) + O2 (g)
Se puede escribir:
2 HgO (s) ® 2 Hg (l) + O2(g); DHR = 181,6 kJ
Reacción exotérmica:
C (s) + O2 (g) ® CO2 (g) +393,5 kJ
Se puede escribir:
C (s) + O2 (g) ® CO2 (g); DHR = –393,5 kJ

48. Procesos reversibles e
irreversibles
Un pprroocceessoo iirrrreevveerrssiibbllee es el que tiene
lugar en un sólo sentido. Por ejemplo, una
combustión; la energía desprendida se
utiliza en calentar el ambiente y se hace
inaprovechable para regenerar los reactivos.
Un pprroocceessoo eess rreevveerrssiibbllee cuando tiene
lugar en ambos sentidos, es decir, los
productos una vez formados reaccionan
entre sí y vuelven a generar los reactivos.

49. Ejemplo de proceso reversible
La reacción de formación del ioduro de
hidrógeno es reversible:
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
El símbolo se utiliza en las reacciones
reversibles para indicar que la reacción se
produce en ambos sentidos.

50. Ejemplo.
Determinar la suma de los coeficientes
estequimetricos en la ecuación química.
Fe2+ + Cr2O7
2- Fe3+ + Cr3+

51. 14H+ + Cr2O7
2- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

52. Masa equivaqlente (Meq): en reacciones de oxido-reducción
Meq Masa molar
ө
=
Ө = numero de electrones ganados o perdidos

53. 53
X O2 no
Ejemplo
La combustión de 1,123 g de
una sustancia X produce 3.447
g de CO2 y 1,647 g de H2O
g CO2 mol CO2 mol C g C
g H2O mol H2O mol H g H
FE=Fórmula empírica C3H7
FM= Fórmula molecular C6H14
consumido
Calor
Absorbente
de H2O
Absorbente
de CO2
En otro experimento se determina que la masa molar del
compuesto era 86,2 g/mol. Determinar la FE y la FM.

54. COMPUESTOS IÓNICOS
1. Son sólidos con punto de fusión
altos (por lo general, 400ºC)
2. Muchos son solubles en
disolventes polares, como el
agua..
3. La mayoría es insoluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos
conducen bien la electricidad
porque contienen partículas
móviles con carga (iones)
5. Las soluciones acuosas conducen
bien la electricidad porque
contienen partículas móviles con
carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES
1. Son gases, líquidos o sólidos con
punto de fusión bajos (por lo
general, 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles en
disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos o
fundidos no conducen la
electricidad.
5. Las soluciones acuosas suelen ser
malas conductoras de la
electricidad porque no contienen
partículas con carga.