Reacciones químicas a nivel molecular

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 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 y el equilibrio
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 equilibrio
y otros.

Ejemplos de que ha
ocurrido una reacción
química:

bioluminiscencia
oxidación de metales
fuegos artificiales

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

Clasificación de las reacciones

1. Reacción de síntesis
2. Reacción de combustión
3. Reacción de descomposición
4. Reacción de sustitución simple
5. 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 + B
2. 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 + B
2. 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 Sodio Hierro Plata
Más reactivo
Rubidio Magnesio Níquel Platino

Potasio Aluminio Estaño oro

Calcio Manganeso Plomo
Menos reactivo
Zinc Cobre

Un halógeno no puede reemplazar ningún otro
metal sobre él

Flúor Más reactivo

Cloro

Bromo Menos reactivo

Yodo

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 doble
implica intercambio de iones entre dos compuestos. Ej:

1. AX + BY → AY + BX
2. 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 balanceada
1. 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.

pH
Escala 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.

pH
Hay 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.

pH
Los 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".

Explicación sobre la escala de 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.


• 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.

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

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

biológicos.
● 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.

Reacciones ácido-base Los ácidos y las bases se caracterizan por:
Ácidos Bases
Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc). Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)
En disolución acuosa enrojecen la tintura o En disolución acuosa azulean el papel o
papel de tornasol tintura de tornasol
Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las Enrojecen la disolución alcohólica de la
bases fenolftaleína
Producen efervescencia con el carbonato de Producen una sensación untuosa al tacto
calcio (mármol)
Reaccionan con algunos metales (como el Precipitan sustancias disueltas por ácidos

cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno
Neutralizan la acción de las bases Neutralizan la acción de los ácidos
En disolución acuosa dejan pasar la corriente En disolución acuosa dejan pasar la corriente
eléctrica, experimentando ellos, al mismo eléctrica, experimentando ellas, al mismo
tiempo una descomposición química tiempo, una descomposición química
Concentrados destruyen los tejidos Suaves al tacto pero corrosivos con la piel
biológicos vivos (son corrosivos para la piel) (destruyen los tejidos vivos)
Enrojecen ciertos colorantes vegetales Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
Disuelven sustancias Disuelven grasas y el azufre
Pierden sus propiedades al reaccionar con Pierden sus propiedades al reaccionar con
bases ácidos
Se usan en la fabricación de jabones a partir
de grasas y aceites

biológicos.

● 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.

biológicos.

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"

biológicos.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted
Base Protón que gana Ácido conjugado
OH- H+ H2O
NH3 H+ NH4+

CO3-2 H+ CO3H-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base
conjugada".
Ácido Protón que Base conjugada
pierde
ClH H+ Cl-
SO4H2 H+ SO4H-
NO3H H+ NO3-

biológicos.

Fuerza de los ácidos y las bases
La 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.

biológicos.

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:

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.

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