REACCIONES QUIMICAS Y ESTEQUIOMETRIA
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REACCIONES QUIMICAS Y ESTEQUIOMETRIA Presentation Transcript

  • 1. 4.1 Clasificacion de las reacciones. 4.2 Balanceo de reacciones quimicas. 4.3 Leyes estequiometricas.4.4 Cálculos estequiometricos: relacion peso-peso, relacion peso-volumen.
  • 2.  Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
  • 3. Estequiometría, del griego στοιχέιον (stequíon; los dígrafos helénicos οι y ει son equivalentes a la letra e): elemento, y μέτρον (metron): medida, es el estudio cuantitativo de los reactivos y de los productos resultantes de las reacciones químicas. Las leyes estequiométricas son las siguientes:
  • 4. En toda reacción química se conserva la masa; esto es: la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos resultantes. La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la conservación de la cantidad de átomos. Para ello resulta indispensable el balanceo de ecuaciones químicas. Se puede enunciar de la manera siguiente: en cualquier reacción química se conserva la masa. Es decir: la materia no se crea, ni se destruye, sólo se transforma, y permanece invariable.
  • 5. Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no seconocía el átomo, pero con los conocimientos actuales es obvio:puesto que en la reacción química no aparecen ni destruyen átomos,sino que sólo se forman o rompen enlaces (hay un reordenamientode átomos), la masa no puede variar.
  • 6. La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust.
  • 7. Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley.
  • 8. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un compuesto determinado, dos o más elementos químicos se unen entre sí, siempre en la misma proporción ponderal. Una aplicación de la ley de Proust es en la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, es decir el porcentaje ponderal que dentro de la molécula representa cada elemento.
  • 9. La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1802 por el físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.
  • 10. Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.
  • 11. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.
  • 12. Puede ocurrir que dos elementos se combinan y -en vez de producir un solo compuesto- generen varios compuestos (caso previsto en la ley de Proust).En 1808, Dalton concluyó que el peso de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guarda una relación expresable por lo general mediante un cociente de números enteros pequeños.ENUNCIADO:“Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos, que se une a una masa fija del otro, tienen como relación números enteros y sencillos”
  • 13. Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter-Wenzel es una de las llamadas leyes estequiométricas, fue enunciada por primera vez por Jeremias Benjamin Richter en 1792 en el libro que estableció los fundamentos de la estequiometría, y completada varios años más tarde por Wenzel. Es de importancia para la historia de la química y el desarrollo del concepto de mol y de fórmula química, más que para la química actual. Esta ley permite establecer el peso equivalente o peso-equivalente- gramo, que es la cantidad de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia.
  • 14. El enunciado de la ley es el siguiente: «Los pesos de los diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.»En la ciencia moderna, se usa el concepto de peso equivalente sobre todo en el contexto de las reacciones ácido-base o de las reacciones de reducción-oxidación. En estos contextos, un equivalente es la cantidad de materia que suministra o consume un mol de iones hidrógeno o que suministra o consume un mol de electrones.
  • 15. “Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí lo hacen según una relación sencilla de masas a/b. Es decir: siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen en equivalencia o según múltiplos o submúltiplos de los elementos."
  • 16. Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria. Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta unidad química es el mol.
  • 17. En una reacción química siempre se conserva la masa, de ahí que una cantidad específica de reactivos al reaccionar, formará productos cuya masa será igual a la de los reactivos.Los cálculos que comprenden estas relaciones de masa se conocen como cálculos estequiométricos. La Estequiometría es el concepto usado para designar a la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas de las sustancias y sus reacciones. En su origen etimológico, se compone de dos raíces , estequio que se refiere a las partes o elementos de los compuestos y matería, que dice sobre la medida de las masas.
  • 18. Cuando se expresa una reacción, la primera condición para los cálculos estequimétricos es que se encuentre balanceada, por ejemplo : Mg + O2 MgO 2 Mg + O2 2 MgO
  • 19. La reacción anterior se lee como : 2 ATG de Magnesio reaccionan con un mol de Oxígeno y producen 2 moles de Oxído de magnesio (reacción de síntesis) 2ATG Mg = 49 g 1 mol de O2 = 32 g 2 moles de MgO = 81 gLo que demuestra la ley de Lavoisiere " la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma " , cuando reaccionan 49g más 32g y se producen 81 g .
  • 20. ATG (Peso atómico de cualquier elemento expresado en gramos )MOLESÁTOMO-GRAMOMOL-GRAMOVOLUMEN- GRAMONUMERO DE AVOGADROREACTIVOS O PRODUCTOSREACTIVO LIMITANTE
  • 21. Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-gramo del elemento expresado en gramo. H = 1,0079 (U.M.A.); 1,0079 gr 1.-un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos 2.-un átomo – gramo de nitrógeno pesa 14 gramos 3.-un átomo – gramo de carbono pesa 12 gramos
  • 22. Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de una sustancia expresada en gramos. H2O = 18 (U.M.A.); 18 grConversión de moles a gramos: Ejemplo: N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g? PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol
  • 23. Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol. Temperatura normal: 0° C o 273° K . Como consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (h = 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso equivalente o equivalente.
  • 24. El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina número de Avogadro. El número o constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro — es una constante utilizada en química y física para establecer una relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia.
  • 25. En una reacción química se puede calcular la cantidad de reactivos que se necesitan para generar una cantidad definida de productos, o la cantidad de productos que se forma con una cantidad definida de reactivo. Es necesario contar con una reacción balanceada y establecer la cantidad de ATG o moles que participan (teóricamente) en la reacción.
  • 26. Cuando se tiene una reacción donde participan dosreactivos, existe una relación teórica de la cantidad deambos, por ejemplo si se agregan cantidades al azar deambos reactivos, lo más probable es que uno de ellos sehaya agregando en exceso y el otro reactivo se terminaráen la reacción ( este último se conoce como reactivolimitante) .Los cálculos estequiométricos para determinarel reactivo en exceso y el reactivo limitante consiste enestablecer dos condiciones, primero usando uno de losreactivos y después el otro, la condición que pueda llevarsea cabo se tomará de referencia.
  • 27. ¿Cuántos moles se encuentran contenidos en 120 g de H2O? 1 mol de H2O ---- 18 g X ---- 120 g X = (1) (120) / 18 X = 6.6 moles
  • 28. ¿Qué volumen ocupan 0.75 moles de N2 encondiciones estándar ? 1 mol de N2 ---- 22.4 litros 0.75 moles ---- X X = (0.75) (22.4) / 1 X = 16.8 litros
  • 29. SERGIO ANTONIO NAVARRO TOMÁSEVER MARTINEZ ARAGONAARON MARTINEZ ANGELJUAN LOPEZ TOLEDOLUIS ALBERTO AVENDAÑO ALTAMIRANORAMON DE JESUS DAVILA MAYRENYOARE RIVERA MONROYJOSE LUIS SANTIAGO RUIZ