Reacciones químicas a niveles moleculares

Reacciones químicas a niveles moleculares

I.Q.4.1 Identifica y provee ejemplos de evidencias que indican cuándo ha ocurrido una reacción química tal como: bioluminiscencia, oxidación de metales, fuegos artificiales y otros.I.Q.4.2 Clasifica reacciones químicas e identifica las características que las distinguen.I.Q.4.3 Explica las reacciones ácido - base y su aplicación en los procesos químicos y biológicos.I.Q.4.4 Pregunta sobre las reacciones de oxidación y reducción, cómo se manifiestan en los procesos naturales y sus aplicaciones en la industria.Ilustración de la materia por medio de modelosSM.Q.2.1 Explica la distribución espacial de las partículas en los estados sólido, líquido y gaseoso.SM.Q.2.2 Representa con modelos físicos o diagramas el movimiento de las partículas en los estados sólido, líquido y gaseoso.

Reacciones químicas y el equilibrioI.Q.4.1 Identifica y provee ejemplos de evidencias que indican cuándo ha ocurrido una reacción química tal como: bioluminiscencia, oxidación de metales, fuegos artificiales y otros.

Recuerda que una reacción química ocurre cuando los átomos de una o más sustancias se reorganizan para formar diferentes sustancias.

Reacciones químicas y el equilibrioI.Q.4.1 Identifica y provee ejemplos de evidencias que indican cuándo ha ocurrido una reacción química tal como: bioluminiscencia, oxidación de metales, fuegos artificiales y otros.

Ejemplos de que ha ocurrido una reacción química:

bioluminiscenciaoxidación de metalesfuegos artificiales

La bioluminiscencia

Fenómeno que ha sido explorado por una variedad de organismos. Para que esta reacción química ocurra es necesaria la presencia de una proteína denominada luciferina, la enzima catalizadora luciferasa, oxígeno molecular y ATP (Trifosfato de adenosina), sustancia capaz de generar la energía necesaria para que se dé la reacción. El proceso es como sigue: el oxígeno oxida la luciferina, la luciferasa acelera la reacción y el ATP proporciona la energía para que ésta se convierta en una nueva sustancia (luciferina oxidada). En este último proceso se libera el exceso de energía en forma de luz. La intensidad de esta luz es muy grande y la luminosidad se concentra en una pequeña zona del animal, por lo que es muy notable en noches obscuras. La reacción completa se produce en menos de un milisegundo y se mantiene mientras el organismo permanezca excitado. Según las distintas especies de animales la composición química de la luciferasa y de las luciferinas varía, lo que produce colores distintos.

luciérnaga

http://cremc.ponce.inter.edu/bahia/bioluminiscencia.htm



Clasificación de las reaccionesI.Q.4.2 Clasifica reacciones químicas e identifica las características que las distinguen.

1.Reacción de síntesis2.Reacción de combustión3.Reacción de descomposición4.Reacción de sustitución simple5.Reacciones de desplazamiento doble


Reacción de síntesis: se combinan dos elementos para producir un nuevo compuesto. Ejemplos:

1. A + B → AB 2. 2Fe (s) + 3Cl2 (g) → 2FeCl3 (s) 3. 2Na (s) + Cl2 (g) → 2NaCl (s)4. CaO (s) + H2 O(l) → Ca(OH)2 (s)5. 2SO2 (g) + O2 (g) →2SO2 (g)


Reacción de combustión: El oxígeno se combina con una sustancia y libera energía en forma de calor y luz. Ejemplos:

1. 2H2 (g) + O2 (g) →2H2O (g)2. C(s) + O2 (g) →CO2 (g)3. CH4 (g) + 2O2 (g) →CO2 (g) + 2H2O (g)


Práctica: Escribe la ecuación química y clasifícala. 1. Los sólidos aluminio y azufre reaccionan para

producir sulfuro de aluminio.2. El agua y el pentóxido de dinitrógeno gaseoso

reaccionan para producir nitrato de hidrógeno acuoso o ácido nítrico.


Práctica: Escribe la ecuación química y clasifícala. 1. Los gases dióxido de nitrógeno y oxígeno reaccionan para

producir pentóxido de dinitrógeno gaseoso.2. El gas etano (C2H6) arde en el aire, produciendo dióxido de

carbono gaseoso y vapor de agua.


Reacción de descomposición: Un solo compuesto se divide en dos o más elementos o compuestos nuevos. Ejemplos:

1. AB → A + B2. NH4NO3 (S)→ N2O (g) + 2H2O (g)3. NaN3 (s) → 2Na(s) +3N2 (g)


Práctica: Escribe la ecuación química.1. El óxido de aluminio (s) se descompone cuando la

electricidad pasa a través de él.


Práctica: Escribe la ecuación química.

2. El hidróxido de níquel (II)(s) se descompone para producir óxido de níquel (II)(s) y agua.

3. Al calentar el carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio (s) se produce carbonato de sodio(ac), dióxido de carbono (g) y agua.


Reacción de sustitución: Implica sustituir un elemento de un compuesto o un metal sustituye otro metal. compuestos nuevos. Ejemplos:

1. A + BX → AX + B2. 2Li (S)→ 2H2O (l) + 2LiOH (ac) +H2 (g)3. Cu (s) + 2AgNO3 (ac) → 2Ag(s) +Cu(NO3) 2 (ac)

Un metal no puede reemplazar ningún otro metal sobre él

Litio

Rubidio

Potasio

Calcio

Más reactivo

Menos reactivo

Sodio

Magnesio

Aluminio

Manganeso

Zinc

Hierro

Níquel

Estaño

Plomo

Cobre

Plata

Platino

oro

Un halógeno no puede reemplazar ningún otro metal sobre él

Flúor

Cloro

Bromo

Yodo

Más reactivo

Menos reactivo

Ejemplo: Un halógeno no puede reemplazar otro más reactivo.

F2 (g) + 2NaBr(ac)→ 2 NaF (ac) + Br2 (I)

Br2 (g) + 2NaF(ac)→ NR (No reaccionan)


Ejemplo: Reacción de sustitución simple

Predice el producto

1.Fe (s) +CuSO4 → 2.Br2 (l) + MgCl2 (ac) →3.Mg (s) + AlCl3 (ac) →


Práctica: Si ocurre, escribe la ecuación balanceada.

Ejemplo: Predice el producto

1.K (s) +ZnCl2 (ac) → 2.Cl2 (g) + HF (ac) →3.Fe (s) + Na3 PO4 (ac) →


Reacciones de desplazamiento doble o sustitución dobleimplica intercambio de iones entre dos compuestos. Ej:

1. AX + BY → AY + BX2. Ca(OH) 2 (ac) + 2HCl (ac) → CaCl2 (ac) + 2H2O (l)3. 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) →2NaCl (ac) + Cu(OH)2 (s) Precipitado

4. Li2S (ac) + 2HBr (ac) → 2LiBr (ac) + H2S (g)


Práctica: Escribe la ecuación química balanceada1. El yoduro de litio acuoso y el nitrato de plata

acuoso reaccionan para producir yoduro de plata sólido y nitrato de litio acuoso.

Reacciones ácido-base y su aplicación

I.Q.4.3 Explica las reacciones ácido - base y su aplicación en los procesos químicos y biológicos.

pHEscala de pH

Los ácidos y las bases tienen una característica que permite medirlos: es la concentración de los iones de hidrógeno (H+). Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH, entonces, es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno.

pHHay centenares de ácidos. Ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, que puede disolver los clavos de acero, y ácidos débiles, como el ácido bórico, que es bastante seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas, llamadas "bases", que pueden ser soluciones alcalinas suaves, como la Leche de Magnesia, que calman los trastornos del estómago, y las soluciones alcalinas fuertes, como la soda cáustica o hidróxido de sodio, que puede disolver el cabello humano.

pHLos valores numéricos verdaderos para estas concentraciones de iones de hidrógeno marcan fracciones muy pequeñas, por ejemplo 1/10.000.000 (proporción de uno en diez millones). Debido a que números como este son incómodos para trabajar, se ideó o estableció una escala única. Los valores leídos en esta escala se llaman las medidas del "pH".

La escala pH está dividida en 14 unidades, del 0 (la acidez máxima) a 14 ( nivel básico máximo). El número 7 representa el nivel medio de la escala, y corresponde al punto neutro. Los valores menores que 7 indican que la muestra es ácida. Los valores mayores que 7 indican que la muestra es básica.

Explicación sobre la escala de pH

• La escala pH tiene una secuencia logarítmica, lo que significa que la diferencia entre una unidad de pH y la siguiente corresponde a un cambio de potencia 10. En otras palabras, una muestra con un valor pH de 5 es diez veces más ácida que una muestra de pH 6. Asimismo, una muestra de pH 4 es cien veces más ácida que la de pH 6.


Cómo se mide el pH

Una manera simple de determinarse si un material es un ácido o una base es utilizar papel de tornasol. El papel de tornasol es una tira de papel tratada que se vuelve color rosa cuando está sumergida en una solución ácida, y azul cuando está sumergida en una solución alcalina.


Los papeles tornasol se venden con una gran variedad de escalas de pH. Para medir el pH, seleccione un papel que dé la indicación en la escala aproximada del pH que vaya a medir. Si no conoce la escala aproximada, tendrá que determinarla por ensayo y error, usando papeles que cubran varias escalas de sensibilidad al pH.


Para medir el pH, sumerja varios segundos en la solución el papel tornasol, que cambiará de color según el pH de la solución. Los papeles tornasol no son adecuados para usarse con todas las soluciones. Las soluciones muy coloreadas o turbias pueden enmascarar el indicador de color.


El método más exacto y comúnmente más usado para medir el pH es usando un medidor de pH (o pHmetro) y un par de electrodos. Un medidor de pH es básicamente un voltímetro muy sensible, los electrodos conectados al mismo generarán una corriente eléctrica cuando se sumergen en soluciones. Un medidor de pH tiene electrodos que producen una corriente eléctrica; ésta varía de acuerdo con la concentración de iones hidrógeno en la solución.


Reacciones ácido-baseI.Q.4.3 Explica las reacciones ácido - base y su aplicación en los procesos químicos y biológicos.

● Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.

● Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver: Ionización del agua)

● La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo

OH- y poseen características básicas.

http

://w

ww

.pro

feso

renl

inea

.cl/Q

uim

ica/

Aci

do_b

ase.

htm

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Acido_base.htm



● Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.

● Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

http

://w

ww

.pro

feso

renl

inea

.cl/Q

uim

ica/

Aci

do_b

ase.

htm



Reacciones ácido-base Los ácidos y las bases se caracterizan por:ht

tp://

ww

w.p

rofe

sore

nlin

ea.c

l/Qui

mic

a/A

cido

_bas

e.ht

m

Ácidos BasesTienen sabor agrio (limón, vinagre, etc). Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol

En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol

Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases

Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína

Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol)

Producen una sensación untuosa al tacto

Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno

Precipitan sustancias disueltas por ácidos

Neutralizan la acción de las bases Neutralizan la acción de los ácidosEn disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química

En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química

Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos para la piel)

Suaves al tacto pero corrosivos con la piel (destruyen los tejidos vivos)

Enrojecen ciertos colorantes vegetales Dan color azul a ciertos colorantes vegetalesDisuelven sustancias Disuelven grasas y el azufrePierden sus propiedades al reaccionar con bases

Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos

Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites




● Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en nuestro organismo se traduce en problemas de salud.

http

://w

ww

.pro

feso

renl

inea

.cl/Q

uim

ica/

Aci

do_b

ase.

htm




Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted● Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los

compuestos o iones capaces de ceder protones (H+) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.

● Cuando una molécula o anión puede tomar un H+ (base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido conjugado"

http

://w

ww

.pro

feso

renl

inea

.cl/Q

uim

ica/

Aci

do_b

ase.

htm




Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted

http

://w

ww

.pro

feso

renl

inea

.cl/Q

uim

ica/

Aci

do_b

ase.

htm

Base Protón que gana Ácido conjugadoOH- H+ H2ONH3 H+ NH4

+

CO3-2 H+ CO3H

-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".

Ácido Protón que pierde

Base conjugada

ClH H+ Cl-

SO4H2 H+ SO4H-

NO3H H+ NO3-




Fuerza de los ácidos y las basesLa fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO4H2, NO3H, etc.) y débiles (PO4H2

–, CH3COOH, CO3H2, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.


Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)2, etc.) y débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles (KB) reflejan el grado de ionización.Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

Reacciones Oxidación-reducción

I.Q.4.4 Pregunta sobre las reacciones de oxidación y reducción, cómo se manifiestan en los procesos naturales y sus aplicaciones en la industria.

Concepto de oxidación- reducción:I.Q.4.4 Pregunta sobre las reacciones de oxidación y reducción, cómo se manifiestan en los procesos naturales y sus aplicaciones en la industria.

Cuando se introduce una lámina de zinc (Zn) en una disolución concentrada de cobre II (Cu; valencia = 2), transcurridos unos segundos, se observa que la lámina se recubre de una capa de cobre metálico.

La ecuación química que representa este proceso es:

Zn + CuSO4 —> Cu + ZnSO4


El sulfato de cobre (II), CuSO4, y el sulfato de zinc,

ZnSO4 , son compuestos que, fundidos o disueltos en

agua, se disocian en iones, según la siguiente ecuación iónica:


Zn0 + Cu + 2 + SO4 – 2 —> Cu0 + Zn+ 2 + SO 4

– 2

En esta ecuación puede apreciarse que el ión sulfato

(SO-2) aparece en ambos lados de la ecuación, por lo

tanto, la ecuación puede escribirse de manera más sencilla:

Cu + 2 + Zn0 —> Cu0 + Zn+ 2


La ecuación química nos indica que durante el proceso el átomo de zinc, que era eléctricamente

neutro, se ha transformado en el ión Zn+2. Para

esto, tuvo que ceder 2 electrones; en cambio, el

ión Cu+2 aceptó los 2 electrones del zinc, que lo

convirtieron en un átomo de cobre, eléctricamente neutro.


De acuerdo a este hecho experimental, se puede concluir que: • la sustancia que pierde electrones hace que la otra sustancia gane electrones; es decir, la sustancia que se oxida hace que laotra sustancia se reduzca. Por esto se dice que la sustancia que se oxida es el Agente Reductor, y la sustancia que se reduce es el Agente Oxidante. • como los electrones son cargas negativas, cuando una sustancia gana electrones; es decir, se reduce, se vuelve más negativa, por lo que disminuye su número de oxidación. Por el contrario, cuando una sustancia pierde electrones, se vuelve más positiva, por lo que aumenta su número de oxidación.


Ejemplo: Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0

Esta es una reacción de óxido-reducción porque hay una transferencia de electrones, pues los números de oxidación del Zn y Cu, al comienzo de la reacción, no son los mismos al final de la reacción. El Zn cambia su número de oxidación de 0 a +2; esto significa un aumento del número de oxidación, por lo tanto, hay una pérdida de electrones (2 electrones); el Fe es agente reductor.El Cu cambia su número de oxidación de +2 a 0; esto significa una disminución del número de oxidación, por lo tanto, hay una ganancia de electrones (2 electrones); el Cu es agente oxidante.


Esta reacción química entre el zinc y el sulfato de cobre se utiliza para obtener corriente eléctrica. Para ello es necesario diseñar un dispositivo que permita que la reacción se desarrolle en dos partes físicamente separadas: una parte donde se generan los electrones (por la oxidación del Zn), y otra, en la que se reciben (por la reducción del Cu+2). Si conectamos ambas partes con un alambre, el movimiento de los electrones a través de él generará una corriente eléctrica.

Ilustración de la materia por medio de modelos

Ilustración de la materia por medio de modelos

SM.Q.2.1 Explica la distribución espacial de las partículas en los estados sólido, líquido y gaseoso.SM.Q.2.2 Representa con modelos físicos o diagramas el movimiento de las partículas en los estados sólido, líquido y gaseoso.

Reacciones químicas a niveles moleculares

Education

Transcript of Reacciones químicas a niveles moleculares