2 - Eva

Dr. Hugo Cerecetto
Prof. Titular de Química
Temario
2) La reacción química:
- Introducción. Clases principales de reacciones químicas
- Reacciones de precipitación y reacciones ácidoácido-base
- Reacciones de óxidoóxido-reducción
- Ecuaciones químicas y estequiometria
- Igualación de ecuaciones. Ecuaciones redox
- Cálculos estequiométricos utilización del concepto de mol
- Reactivo limitante, pureza y rendimiento
- Concepto de equivalente, peso equivalente y su aplicación a cálculos estequiométricos
- Disoluciones
- Distintas formas de expresar la concentración de disoluciones (%, molaridad, fracción
molar, g/L, molalidad
molalidad,, normalidad)
- Cálculos estequiométricos
Temario
2) La reacción química:
- Introducción. Clases principales de reacciones químicas
- Reacciones de precipitación y reacciones ácidoácido-base
- Reacciones de óxidoóxido-reducción
- Ecuaciones químicas y estequiometria
- Igualación de ecuaciones. Ecuaciones redox
- Cálculos estequiométricos utilización del concepto de mol
- Reactivo limitante, pureza y rendimiento
- Concepto de equivalente, peso equivalente y su aplicación a cálculos estequiométricos
- Disoluciones
- Distintas formas de expresar la concentración de disoluciones (%, molaridad, fracción
molar, g/L, molalidad
molalidad,, normalidad)
- Cálculos estequiométricos
Bibliografía
TIPOS DE REACCIONES
Se pueden clasificar según proceso global en:
•Reacciones de precipitación (ver video en EVA)
•Reacciones redox (se profundiza en teóricos semana 3)
•Reacciones ácido-base
semanas 6 y 7)
(se
profundiza
en
teóricos
TIPOS DE REACCIONES
Se pueden clasificar según proceso global en:
•Reacciones de precipitación (ver video en EVA)
•Reacciones redox (se profundiza en teóricos semana 3)
•Reacciones ácido-base
semanas 6 y 7)
(se
profundiza
en
teóricos
Reacciones de óxidoóxido-reducción
(Reacciones Redox)
Redox)
Reacciones de óxidoóxido-Reducción (redox
redox))
Son reacciones en donde ocurre una transferencia neta
de electrones de un reactivo a otro
- En la industria, los procesos redox son
muy
importantes, tanto por su uso
productivo
(por
ej.
reducción
de
minerales para la obtención del Al o del
Fe), como por su prevención (corrosión)
- En el metabolismo de todos los seres
vivos,
los
procesos
redox
son
fundamentales, ya que están involucrados
en la cadena de reacciones químicas de la
fotosíntesis y de la respiración aeróbica
Repaso y profundización en el
número de oxidación
- El número de oxidación de un elemento en una sustancia
elemental es CERO
- El número de oxidación del H es +1 (excepto en los
hidruros metálicos que vale -1)
- El número de oxidación del O es -2 (excepto en los
peróxidos cuando vale -1)
- El número de oxidación de los elementos metálicos
representativos es positivo y corresponde a su número
de grupo (grupos 1, 2 y 3)
- La suma algebraica de los números de oxidación en un
compuesto neutro es CERO y en un ión coincide con su
CARGA
…. veamos la siguiente reacción (video EVA):
EVA):
Cu(s) + 2 AgNO3(ac)
→
Cu(NO3)2(ac)
+
2 Ag(s)
…. veamos la siguiente reacción:
- OXIDACIÓN:
OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el
número de oxidación)
Cu
→
Cu2+
+ 2e–
- REDUCCIÓN
REDUCCIÓN:: Ganancia de electrones (o disminución
en el número de oxidación)
oxidación)
Ag+ + 1e– →
Ag
Cada una de estas reacciones se denomina SEMIRREACCIÓN
…. veamos la siguiente reacción:
- OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el
número de oxidación)
Cu
→
Cu2+
+ 2e–
- REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución
en el número de oxidación)
Ag+ + 1e– →
Ag
Cada una de estas reacciones se denomina SEMIRREACCIÓN
Agentes oxidantes y reductores
Agente oxidante
oxidante:: Sustancia que se reduce porque
oxida a otra
Agente reductor:
reductor: Sustancia que se oxida porque
reduce a otra
Ajuste de reacciones redox
Se basa en la conservación tanto de la masa como de la
carga (los electrones que se pierden en la oxidación son
los mismos que los que se ganan en la reducción
reducción))
Para ello hay que definir el método a utilizar:
-Método del número de oxidación
-Método iónión-electrón
Método del número de oxidación
- Identificar los átomos que cambian su estado de oxidación
(E
(E..O.)
- Definir las semirreacciones de oxidación y reducción
escribiendo únicamente los átomos que cambian su E.O.
- Igualar masas en ambas semirreacciones y luego las
cargas multiplicando cada semirreacción por un número
que permita igualar la transferencia electrónica total
- Sumar las semirreacciones multiplicadas, eliminando los
términos que coinciden en reactivos y productos (entre
otros los electrones
electrones))
- Transferir los coeficientes estequiométricos hallados a la
ecuación original
- Comprobar por inspección que la ecuación quede igualada
Ejemplo
Ajustar : Zn(s)+ AgNO3(ac) → Zn(NO3)2(ac) + Ag(s)
0
Zn
+2
→
+1
2 x [ 1e– + Ag
Zn(0) + 2 Ag(+1) + 2e–
Zn + 2e–
0
→
Ag ]
→
Zn(+2) + 2 Ag(0) + 2e–
Zn(s) + 2 AgNO3(ac) →
Zn(NO3)2(ac) + 2 Ag(s)
Finalmente,
Método del iónión-electrón
- Identificar los átomos que cambian su número de
oxidación
- Definir las semirreacciones de oxidación y reducción,
escribiendo las especies iónicas o moleculares (según
corresponda).. Escribir disociados únicamente a los
corresponda)
electrolitos fuertes
- Igualar masas en ambas semirreacciones según medio
básico o ácido y cargas multiplicando cada semirreacción
por un número que permita igualar el intercambio
electrónico total
- Sumar las semirreacciones multiplicadas, eliminando los
términos que coinciden en reactivos y productos (entre
otros los electrones
electrones))
- Transferir los coeficientes estequiométricos hallados a la
ecuación original
- Comprobar por inspección que la ecuación quede
igualada
Reglas de igualación en medio ácido (para el
método del ión
ión--electrón)
- Por cada átomo de O en exceso en un miembro,
se adiciona 1 molécula de H2O en el miembro
contrario y 2 iones H+ en el mismo miembro
- El exceso de hidrógeno en un miembro se
compensa con igual cantidad de H+ en el
miembro contrario
Ejemplo
Ajustar:
KMnO4(s)+H2SO4(ac)+KI(s)→MnSO4(s)+I2(g)+K2SO4(s)+H2O(l)
[ 2 I– → I2 + 2e– ] x 5
[ MnO4– + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O ] x2
10 I– + 2MnO4– + 16H+ + 10e– →
5I2 + 2 Mn2+ + 8H2O + 10e–
Finalmente,
2KMnO4 + 8H2SO4 + 10KI → 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O
Reglas de igualación en medio básico (para el
método del ión
ión--electrón)
- Por cada átomo de O en exceso en un
miembro, se adiciona una molécula de H2O en
el mismo miembro y 2 iones OH- en el miembro
contrario
- Por cada átomo de H en exceso en un
miembro, se adiciona igual cantidad de OH- en
el mismo miembro y de moléculas de H2O en el
miembro contrario
Ejemplo
Ajustar
Cr2(SO4)3(s)+KClO3(s)+KOH(ac)→K2CrO4(s)+KCl(s)+K2SO4(s)+H2O(l)
2Cr3+ + 16OH6e– + ClO3 – + 3H2O
→
→
2CrO42– + 8H2O + 6e–
Cl– + 6OH-
2Cr3++16OH- +ClO3–+3H2O+6e– → 2CrO42–+8H2O+6e–+Cl–+6OH10
5
Finalmente,
Cr2(SO4)3+KClO3+10KOH → 2K2CrO4+KCl+3K2SO4+5H2O
Ejemplo
Ajustar
As(s) + HClO3(ac)
→
H3AsO3(ac) + HClO(ac)
[ 3H2O + As → H3AsO3 + 3H+ + 3e– ] x 4
[ 4e– + 4H+ + HClO3 → HClO + 2H2O ] x 3
12e–+12H2O+4As+12H++3HClO3 → 4H3AsO3+12H++3HClO+6H2O+12e–
6
Finalmente,
6H2O + 4As(s) + 3HClO3(ac) → 4H3AsO3(ac) + 3HClO(ac)
No siempre una reacción se produce de acuerdo a
lo esperado
La cantidad de producto que se suele obtener de
una reacción química, es menor que la cantidad
según las relaciones de masas que se indican en
la ecuación correspondiente
Esto depende de varios factores y por ello la
recuperación del 100% del producto puede ser
prácticamente imposible
Hay que tener en cuenta:
- Reactivos limitantes
- Pureza de los reactivos
- Distintas variantes que influirán en el rendimiento
de
la
reacción
(temperatura,
productos
secundarios, etc)
Rendimiento teórico
La cantidad máxima que puede obtenerse de un
determinado producto en una reacción química se
denomina rendimiento teórico
Es la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona
todo el reactivo limitante
limitante. Se calcula a partir de los
coeficientes estequiométricos de una ecuación química y
de las cantidades de reactivos empleadas
En improbable alcanzar el rendimiento teórico, pues las
reacciones químicas no siempre se completan
REACTIVO LIMITANTE
Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos
pueden estar o no en la proporción exacta que determinan
sus coeficientes estequiométricos
El reactivo que se consume primero en una reacción
limitante, pues la reacción
recibe el nombre de reactivo limitante
solo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando
el/los otros reactivos en exceso
2H2(g) + O2(g) →
2H2O(l)
Rendimiento experimental. Rendimiento
expresado en la base de 100 %
La cantidad de producto obtenida experimentalmente (esto
es, medida tras realizar el experimento en el laboratorio) es
probablemente menor que la calculada teóricamente
Por ello, se define el rendimiento expresado en la base de
100 %, como el cociente entre la cantidad de producto
obtenido (rendimiento
experimental) y el rendimiento
teórico
Rendimiento (%) = rendimiento experimental x 100
rendimiento teórico
PUREZA
Una muestra puede no tener una pureza del 100%
Las impurezas de la misma pueden interferir en una
reacción química por lo que muchas veces es necesario
determinarlas y en algunos casos eliminarlas
Quilate de orfebrería: Designa la pureza de los
metales utilizados en las joyas. Un quilate (kt) de
un metal representa la venticuatroava parte (1/24)
de la masa total de la aleación que la compone
(aproximadamente el 4.167%). Por ejemplo, si una
joya hecha con oro es de 18 quilates, su aleación
está hecha de 18/24 (ó 3/4) partes de oro y tiene
una pureza del 75%; mientras que una pieza de 24
quilates está hecha de 24/24 partes de oro y por lo
tanto es de oro puro.
Cuando la metilamina CH3NH2 se trata con ácido ocurre la
siguiente reacción:
CH3NH2(ac) + H+(ac) → CH3NH3+(ac)
Cuando 3 g de metilamina reaccionan con 0.1 mol de H+, se
producen 2.6 g de CH3NH3+. Calcular los rendimientos
teórico y porcentual.
1º) Se determina en primer lugar el reactivo limitante y el
rendimiento teórico:
2º) Se calcula el rendimiento porcentual:
Rendimiento % = (2.6/3.1) x100 = 83
83..9 %
Tarea 3
Comienzo Viernes 04/4 20:00 h