Resumen – Tipos de reacciones químicas Reacciones químicas: Se representan en forma simbólica y convencional mediante ecuaciones químicas, en las que las sustancias que reaccionan se llaman reactivos y las que se originas, productos. Ecuaciones químicas: Representan reacciones químicas, ya sean en equilibrio o unidireccionales. Deben cumblir con la ley de conservación de la masa por lo cual el número total de átomos de cada elemento debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación. Siempre se escribirá entre páréntesis el estado de agregación de las sustancias que intervienen o en que medio se encuentran. • Combinación o síntesis: Es la combinación de dos o mas sustancias, que originan un único producto Fe(s) + S(S) ----> FeS(s) • Descomposición: Es la reacción en la cual una sustancia se transforma en dos o mas sustancias CaCO3(S) ----> CaO(S) + CO2(g) • Precipitación: Es la reacción en la que se produce una sustancia insoluble. Por ejemplo, la reacción entre el Nitrato de Plata y Cloruro de Sodio que forma Cloruro de plata (compuesto insoluble que precipita) AgNO3(aq) + NaCl(aq) ----> AgCl(s) + NaNO3(aq) • Combustión: En general se da este nombre a las reacciones entre una sustancia y el Oxígeno del aire, produciendo calor y/o luz. a) C(s) + O2(g) ----> CO2(g) (Carbono) b) CH4(g) + 2O2(g) ----> CO2(g) + H2O(g) (Metano) c) C3H8(g)+ 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g) (Propano) d) 2C4H10(g) + 13O2(g) ----> 8CO2(g) + 10H2O(g) (Butano) • • Reacciones Ácido-Base: Es la reacción que ocurre por transferencia e un catión de Hidrógeno desde un ácido a una base. Tanto los ácidos como las báses son sustancias agresivas que pueden dañar materiales inorgánicos y tejidos vivos. ◦ Reacción de neutralización: Se hace raccionar un ácido con una base donde se produce agua como uno de los productos y quedan formadas sales de los iones intervinientes, de modo que se neutralizas mutuamente los efectos de los ácidos y las bases. Redox: Son reacciones que se producen por transferencia de electrones entre las especies reaccionantes. En algunas reacciones esta transferencia es evidente y en otras no. En forma simultánea una especie se oxida (por al pérdida de electrones) y otra se reduce (por la ganancia de electrones) ◦ Oxidación: El concepto de oxidación se entiende como la perdida de electrones por parte de una especie, independientemente de que se combine o no con el Oxígeno ◦ Reducción: Se entiende como la ganancia de electrones de una especie independientemente de como reaccione. Equilibrio ácido-base Definición de Bronsted-Lowry De acuerdo con la teoría de Bronsted-Lowry, un ácido es un dador de protones, es decir, una sustancias que puede perder un protón H +, que es un átomo de Hidrógeno sin su electrón. Una base será entonces un aceptor de protones. HF + H2O ↔ F- + H3O+ El F- es la base conjugada del HF. La base conjugada será lo qye queda cuando un ácido pierde el protón que cedió. El ácido conjugado a su vez, será lo que queda cuando una base acepta un protón (H3O+) Autoproteolisis del agua: El agua presenta un fenómeno en el que puede reaccionar con ella misma, actuándo como ácido y como base a la vez Costante de equilibrio: La constante de equilibrio de una reacción química es el valor de su cocientye de reaccuión en el equilibrio químico, un estado que se acerca a un sistema químico dinámico después de que haya transcurrido el tiempo suficiente, en el que su composición no tiene una tendencia medible hacia un cambio adicional. El conocimiento de las constantes de equilibrio es esencial para la comprensión de muchos sistemas químicos, así como los procesos bioquímicos como el transporte de oxígeno por la hemoglobina en la sangre y la homeostasis ácido- base en el cuerpo humano. • • El valor de Kw es de 1*10-14 a 25°C Ka=[A-]*[H+]/[HA] pH: Es una forma de medir acidez o basicidad de una solución. Se utiliza para soluciones bastante diluídas, de manera que el resultado se encuentre entre 1 y 14. Algo muy importante, el pH nunca se informa con mas de dos decimales. • • • Ácidas: pH menor a 7, [H+] > 1,00 x 10-7 M Básicas: pH mayor a 7, [H+] < 1,00 x 10-7 M Neutras: pH igual a 7, [H+] = 1,00 x 10-7 M pOH: Se define como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los aniones hidroxilo, también en términos de concentracion de éstos. • • • Ácidas: pOH mayor a 7, [ OH-] < 1,00 x 10-7 M Básicas: pOH menor a 7,[ OH-] > 1,00 x 10-7M Neutras: pOH igual a 7, [ OH-] = 1,00 x 10-7M Fuerza de ácdos y bases: Cuando hablamos de fuerzas de los ácidos y bases hablamos de su tendencia a ganar o perder un protón dependiendo del caso. Cuanto mayor sea el valor de una constante de ácido o base (Ka o Kb) , mayor es la tendencia del ácido o base a ionizarse y por ende, mas fuerte será ese ácido o base. • Los ácidos fuertes se disocian por completo en agua (ceden su protón con mucha facilidad). No establecen un equilibrio ácido base, sino que se disocian por completo en agua. HCl, HNO3, HClO4, HI, HBr, H2SO4. ◦ Las bases conjugadas de estos ácidos son muy débiles y no captan protones para dar nuevamente el ácido sin disociar Ecuación de una base debil: HB(aq) ↔ B+ + OH- • Las bases fuertes también se disocian completamente en agua. Todas estas liberan OH-. NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2. ◦ Los ácidos conjugados de estas bases son muy débiles y no captan protenes para dar nuevamente la base sin disociar. Ecuación de un ácido debil: HA(aq) ↔ A- + H+ Soluciones reguladoras o Buffer: Se llamas soluciones reguladoras a las que tienen disuelto un ácido débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido conjugado. Estas soluciones sirven para mantener el pH relativamente constante, resistiendo el cambio que podrpia denerar el agregado de pequeñas cantidades de ácido o bases fuertes. Todo ácido como su base conjugada están en la solución. Las soluciones amortiguadoras cumplen con la ecuación de Henderson-Hasslbach: pH=pKa+log*([a]/[b])
