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  • 1. INSTITUCIÓN EDUCATIVA “JULIO CÉSAR GARCIA” ÁREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL PROFESOR: EDUARDO JAIME VANEGAS LONDOÑO SOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA
  • 2. SOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA PROFESOR: EDUARDO JAIME VANEGAS LONDOÑO QUÍMICA DÉCIMO GRADO
  • 3.  COMPUESTO: sustancia formada por la unión de átomos diferentes  Elemento: sustancia formada por átomos iguales Al hacer pasar una corriente eléctrica a través del agua, ésta se descompone en dos gases: hidrógeno y oxígeno. El agua ha perdido su identidad (cambio químico) Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ... Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ... Oxígeno Hidrógeno PILA
  • 4.  Mezcla heterogénea  Mezcla homogénea Consta de dos o más sustancias físicamente unidas Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un microscopio óptico Tienen una composición no uniforme Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio Ejemplos: el granito, la sangre, ... Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un microscopio óptico La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria Mezcla
  • 5. DISOLUCIONES  Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias cuya composición es variable  Se llama disolvente o medio dispersante al componente que no cambia de estado al formarse la disolución. Si tras la disolución todos los componentes mantienen su estado físico, el disolvente es el que se encuentra en mayor proporción   El resto de componentes se llaman solutos o sustancias dispersas  Las disoluciones más comunes son las acuosas (su disolvente es el agua)
  • 6. SOLUBILIDAD Una disolución se dice que está saturada cuando, a una determinada temperatura, contiene la máxima cantidad posible de soluto  A B C Si añadimos un poco de sal en agua y agitamos, obtenemos una disolución (A)  Las dos sustancias forman una mezcla homogénea (B)  Si añadimos más sal, llega un momento que no se disuelve, y precipita al fondo (C)   La solubilidad de una sustancia indica la máxima cantidad de dicha sustancia que es posible disolver en una cantidad de disolvente dada, a una temperatura concreta
  • 7. El proceso por el cual las moléculas del disolvente rodean a las moleculas del soluto y se mezclan con ellas se llama solvatación . Cuando el disolvente es agua se llama hidratación Las disoluciones pueden ser: . Diluidas : Si la cantidad de soluto es pequeña en comparación con la cantidad que se puede disolver. . Concentradas : Si la cantidad de soluto se acerca a la cantidad total que se puede disolver. . Saturadas : si se disuelve la cantidad máxima de soluto que en esas condiciones se puede disolver en ese disolvente Existen varios factores que afectan a la solubilidad : - El tipo de soluto y disolvente. - El estado físico del soluto y del disolvente : los gases son siempre solubles entre sí mientras que los sólidos entre si se mezclan con dificultad y se disuelven mejor finamente divididos y pulverizados. - La temperatura , corrientemente la solubilidad aumenta con la temperatura ya que aumenta la movilidad de los iones o las moléculas que forman tanto al soluto como al disolvente y favorecen la mezcla (como forma de agitación), aunque hay excepciones
  • 8. LEYES PONDERALES Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total  El fiel de la balanza, permanece en el mismo lugar, antes y después de la reacción  Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce ningún cambio detectable en la masa "En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos resultandes de la reacción."  LAVOISIER: Ley de conservación de la masa La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS para que realmente reflejen lo que ocurre en la reacción. La ecuación química ha de estar ajustada , es decir, tener el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.
  • 9.  Ley de las proporciones definidas  Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción  En 1799 J. L. Proust probó que cuando varios elementos se combinan entre sí para formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relación de masa definida + + + "Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en una relación ponderal constante, independientemente del proceso seguido para su formación". 10,0 g Cu 10,0 g Cu 20,0 g Cu 5,06 g S 7,06 g S 15,06 g CuS 2,00 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu 5,06 g S 15,06 g CuS
  • 10. LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos 2 Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades 3 Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos , en particular sus masas son diferentes 4 Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos 5 Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos químicos se combinan entre sí, en una relación de números sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas ) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES . Dalton "Cuando se combinan dos elementos y de su unión pueden resultar varios compuestos distintos, se cumple que una cantidad constante de uno de ellos se une con cantidades variables del otro que forman entre sí una relación de números sencillos".  Para explicar las leyes ponderales, J Dalton, en 1803 , hizo una serie de suposiciones que se conocen como la teoría atómica de Dalton
  • 11. EXPLICACIÓN DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS SEGÚN DALTON  Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se encuentran en los compuestos ( c )  Dado que una muestra de un compuesto está formada por un conjunto de moléculas iguales, la proporción en masa de sus elementos en la muestra, es la misma que una molécula individual cualquiera del compuesto, es decir, fija ( c ) ( b ) ( a ) Átomos del elemento 1 Mezcla de los elementos 1 y 2 Compuesto de los elementos 1 y 2 Atomos del elemento 2
  • 12. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.  El italiano Amadeo Avogadro , consideró que las partículas de algunos elementos gaseosos estaban formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de átomos las llamó moléculas  En 1811 interpretó los resultados experimentales de Gay-Lussac, y enunció la llamada “hipótesis de Avogadro”:  Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas 2 volúmenes de H 2 O gaseosa O H H 2 volúmenes de H 2 H H H H 1 volumen de O 2 + O O +
  • 13. MOLÉCULAS DIATÓMICAS Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente Cl 2 F 2 Br 2 I 2 N 2 O 2 H 2
  • 14. MASAS ATÓMICAS  Se toma como referencia, la masa de un átomo de carbono , a la que se asigna el valor de 12 u (unidades de masa atómica). Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u Masa atómica es la doceava parte de la masa del carbono doce Al 2 (CO 3 ) 3 Al=27umasC=12 umasO=16 umas luego M =27x2+(12+(16x3))x3=100 umas HCl : H=1 uma Cl=35,5 umas luego M=1+35,5=36,5 umas H 2 SO 4 : H=1 uma S=32 umas O=16 umas luego M=(1x2) +32 +(16x4)=98 umas Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u)  La masa molecular de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica (u). Corresponde a la suma de la masa de sus átomos. 
  • 15. FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas O H H H 2 O O O H H H 2 O 2 O O C CO 2 O O O 2 O O O O 3 C O CO Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia  Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas . Sus subíndices son siempre los números enteros más bajos posibles  A veces ambas fórmulas coinciden 
  • 16. TIPOS DE FÓRMULAS: - FÓRMULA EMPÍRICA solo indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y la proporción en que se encuentran pero no su número exacto. - FÓRMULA MOLECULAR indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y su número exacto. - FÓRMULA ESTRUCTURAL indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo , su número exacto y los enlaces que hay . Por ejemplo para el etano su fórmula estructural resumida es CH 3 -CH 3 , su fórmula molecular es C 2 H 6 y su fórmula empírica es (CH 3 ) n En una molécula, formada por distintos átomos no todos contribuyen igual a la masa total de la molécula, por ejemplo en el ácido clorhídrico( HCl) el átomo de cloro (35,5 umas) contribuye más a la masa molecular (36,5 umas) que el hidrógeno (1 uma). Estas contribuciones se pueden expresar en forma de % y es lo que se llama COMPOSICIÓN CENTESIMAL de una molécula. Me=masa del elemento n=subíndice del elemento en la fórmula M=masa molecular o peso fórmula . En el HCl queda:
  • 17. APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR a) Cálculo de la fórmula empírica b) Cálculo de la fórmula molecular La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO 2 ) n n . (14 + 2 . 16) = 92  n = 2 luego la fórmula molecular es N 2 O 4 Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3 El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular. DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u
  • 18. CONCEPTO DE MOL En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (N A ) Los átomos de Cu son más pesados que los de C Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6,02 . 10 23 de sus partículas representativas   La masa de un mol será proporcional a la masa de sus partículas representativas  La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molecular, respectivamente. Si M es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A : 1 mol de A = M gramos de A Nº de moles = 1 mol de carbono 1 mol de cobre 12 g N A átomos de C
  • 19. UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6,023 . 10 23 moléculas de dicho compuesto y que expresada en gramos coincide con la masa molecular de dicho compuesto UN MOL DE ÁTOMOS: es la cantidad de masa de un elemento que contiene 6,023 . 10 23 átomosde dicho elemento y que expresada en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento
  • 20. RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOL Molécula de ... un elemento un compuesto .  1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6,02 . 10 23 átomos de Cu  En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu  En 1 mol de moléculas de Al 2 (SO 4 ) 3 hay . . . 2 . 6,02 . 10 23 átomos de aluminio 3 . 6,02 . 10 23 átomos de azufre 12 . 6,02 . 10 23 átomos de oxígeno  En 1 mol de moléculas de Al 2 (SO 4 ) 3 hay 342,17 g de sustancia  2 átomos de aluminio 3 átomos de azufre 12 átomos de oxígeno Por ejemplo: Al 2 (SO 4 ) 3  diatómico: H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 monoatómico: las del resto de elementos (cada molécula tiene 2 átomos) (cada molécula tiene 1 átomo)
  • 21. Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno 1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H 2 2 FeH 3 2 · 55,85 g de Fe 6 g de H = 1 eq de Fe 1 eq de H EQUIVALENTE Masa atómica valencia Para un elemento en general, se cumple que 1 eq = *Para un ácido la valencia es el número de hidrógenos ácidos que posee. *Para una base la valencia es el número de OH que posee. *Para un sal la valencia es el resultado de multiplicar la carga de los iones que la forman. *En reacciones rédox, la valencia es el número de electrones que gana o pierde esa sustancia o ese elemento.
  • 22. En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos 2 NaOH+H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2 H 2 O Equivalente=moles x valencia 2.1 1.2 1.2 2.1 2 eq de NaOH 2eq de H 2 SO 4 2eq de Na 2 SO 4 2 eq de H 2 O El agua es a la vez ácido y base: H 2 O =H + +OH - VALENCIA 1.1=1 ¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente! Si el HClO 3 actúa como oxidante: Cl +5 + 6 e - Cl - 1 eq = P m /6
  • 23. GASES PERFECTOS. LEY DE BOYLE Cuando se dobla la fuerza ejercida sobre el gas, el volumen se reduce a la mitad y se dobla la presión que ejerce el gas. De este modo el producto P.V permanece constante 12 8 4 2 6 10 4 8 12 2 6 10 Las moléculas de un gas se mueven libremente por todo el volumen del recipiente, chocando con sus paredes. Al reducir el volumen, el número de choques aumenta, y por tanto aumenta su presión   Para una masa de gas dada a una temperatura fija, el volumen varía inversamente proporcional a la presión P (atm) V (  ) 1 atm 2 atm 1 litro 0,5 litros
  • 24. GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC A volumen constante ( V 1 = V 2 ) se cumple que: Cuando se calienta un gas, aumenta la velocidad de sus moléculas  Los impactos contra las paredes del recipiente son más violentos, lo que se traduce en un aumento de presión   La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura, en grados Kelvin, si el volumen se mantiene constante 300ºK 600ºK  1 atm  2 atm
  • 25. LEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS p . V = n . R . T P es la presión del gas en atm V es el volumen del gas en litros T es la temperatura del gas en K n es el número de moles del gas siendo n el número de moles Los gases ideales o perfectos verifican una ecuación más general que engloba las leyes de Boyle y de Gay-Lussac . Es la llamada ley de los gases ideales:  Esta constante es la llamada constante de los gases ideales , y se representa por R Su valor es :   La ley de los gases ideales puede escribirse así: 
  • 26. MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONES 1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1  que contenga agua hasta la mitad 2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva 3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1   Se utiliza el término concentración para describir la cantidad de soluto disuelto en una cantidad de disolución dada   Se puede expresar cuantitativamente indicando el porcentaje en masa del soluto , es decir, los gramos de soluto contenidos en 100 g de disolución.  Se suele expresar la concentración en función del número de moles contenidos en un litro de disolución. Es la llamada molaridad y se representa por M Molaridad = Número de moles de soluto Volumen en litros de disolución  Preparación de una disolución 0,5 M de un soluto en agua  Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)
  • 27. Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución. NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución Porcentaje en masa % masa = g soluto g disolución x 100 Molaridad Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución M = moles de soluto litros de disolución Normalidad Indica el nº de eq de soluto en 1 litro de disolución N = eq de soluto litros de disolución
  • 28. LA ECUACIÓN QUÍMICA R E A C T I V O S P R O D U C T O S (s): si se trata de un sólido (g): si es un gas (l): si es un líquido (aq): para una sustancia disuelta en agua En una reacción química, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda y separadas por una flecha de las fórmulas de los productos, que se escriben a la derecha  La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que destacamos: 
  • 29. Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas + Se usa para separar dos reactivos o dos productos  ó  Se usan para separar los reactivos de los productos = Símbolo alternativo a  ó    Se usa en lugar de  en reacciones reversibles ( s ) Colocado detrás de la fórmula de un reactivo o producto indica que se encuentra en estado sólido  Símbolo alternativo a (s). Sólo se usa para un producto sólido precipitado ( l ) Designa un reactivo o producto en estado líquido. Se coloca detrás de la fórmula Indica que la sustancia se encuentra disuelta en agua ( g ) Designa un reactivo o producto en estado gaseoso. Se coloca detrás de la fórmula  Símbolo alternativo a (g). Se usa sólo para un producto gaseoso  Indica que en el transcurso de la reacción se desprende calor Pt   Una fórmula escrita encima o debajo de la flecha indica su uso como catalizador (sustancia que, aunque no se gasta, aumenta la velocidad de reacción) S í m b o l o S i g n i f i c a d o ( aq )
  • 30. AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA + + REACTIVOS PRODUCTOS 2 Na (s) + 2 H 2 O ( l )  2 NaOH (aq) + H 2 (g) Ejemplo: Na Na O H H O H H
    • 2 átomos de sodio
    • 2 átomos de oxígeno
    • 4 átomos de hidrógeno
    Na Na + + O H  O H  H H
    • 2 átomos de sodio
    • 2 átomos de oxígeno
    • 4 átomos de hidrógeno
    Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada, es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento 
  • 31.  Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción intervienen los reactivos y los productos Por ejemplo: 2 CO (g) + O 2 (g)  2 CO 2 (g) +  La ecuación 2 CO ( g ) + O 2 ( g )  2 CO 2 ( g ), significa que: C C O O O O C O O C O O Cuando el CO reacciona con el O 2 para formar CO 2 , siempre lo hace en esta relación de moléculas 2 : 1: 2 2 moléculas CO + 1 molécula O 2  2 moléculas CO 2 2 . 6,02 . 10 23 CO + 1 . 6,02 . 10 23 O 2  2 . 6,02 . 10 23 CO 2 2 moles CO + 1 mol O 2  2 moles CO 2 20 moléculas CO + 10 moléculas O 2  20 moléculas CO 2
  • 32.  Dado que la masa de un mol de cualquier sustancia es un número de gramos igual a su masa molecular, la relación 2 moles CO + 1 mol O 2   2 moles CO 2 se traduce en: 2 . 28 g CO + 1 . 32 g O 2   2 . 44 g CO 2  Es decir, la proporción en masa es: 56 g CO + 32 g O 2  88 g CO 2 Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS La masa de las sustancias que reaccionan, es igual a la masa de los productos formados, de acuerdo con la ley de conservación de la masa
  • 33. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS : REACTIVOS (transformación) formación de nuevos enlaces reagrupamiento ruptura de enlaces PRODUCTOS Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas , para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA N 2 + 3 H 2 2 NH 3 REACTIVOS PRODUCTOS Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos
  • 34. Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en los dos miembros indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado señalan la proporción en que las sustancias han participado C 3 H 8 + O 2 CO 2 H 2 O 3 5 4 + Cu + 2 Ag + Cu 2+ + 2 Ag permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen ECUACIÓN QUÍMICA COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS
  • 35. INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS . Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos + 2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua 2 H 2 + O 2 2 H 2 O
  • 36. Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2 moléculas de CO 1 molécula de O 2 2 moléculas de CO 2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos 20 moléculas de CO 10 molécula de O 2 20 moléculas de CO 2 2 · 6,02 · 10 23 moléculas de CO 6,02 · 10 23 moléculas de O 2 2 · 6,02 · 10 23 moléculas de CO 2 2 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de CO 2 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles) 2 CO + O 2 2 CO 2
  • 37. 1 mol de N 2 3 moles de H 2 2 moles de NH 3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H 2 = 2,02 u; N 2 = 28,02 u; NH 3 = 17,04 u 28,02 g de N 2 3 · 2,02 = 6,06 g de H 2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH 3 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas) N 2 + 3 H 2 2 NH 3
  • 38. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMEN  Según Avogadro , un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones, el mismo volumen. La ecuación para calcularlo es: P V = n R T (ecuación de los gases perfectos)  En condiciones normales P = 1 atmósfera, T = 273  K un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros CO + CO O 2 CO 2 CO 2 2 x 22,4 l CO 22,4 l CO 2 2 x 22,4 l CO 2
  • 39. Si en la reacción intervienen gases en c.n. de presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos 1 mol de O 2 2 moles de H 2 O 2 moles de H 2 22,4 litros de O 2 2 · 22,4 litros de H 2 O 2 · 22,4 litros de H 2 + 2 H 2 + O 2 2 H 2 O INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en volúmenes)
  • 40. Un mol de cualquier gas en CONDICIONES NORMALES (P= 1 atm= 760 mmHg =101300 Pa y T=0ºC=273ºK) ocupa siempre un volumen de 22,4 l.Un mol de cualquier sustancia gaseosa medido en las mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen. A este volumen se le denomina VOLUMEN MOLAR . GAS PERFECTO : es aquel gas en el que no existe interacción entre las partículas que lo forman. Esto ocurre sobretodo a altas temperaturas, bajas presiones y grandes volúmenes donde las partículas que forman el gas están muy separadas unas de otras y en estas condiciones la ecuación P.V=n.R.T da resultados exactos, en otras condiciones da resultados bastante aproximados pero no totalmente exactos LEY DE LOS VOLÚMENES DE REACCIÓN . Gay-Lussac Cuando una sustancia es gaseosa, resulta mucho más sencillo medir su volumen que su masa, es por esto, que se intentó encontrar una relación entre los volúmenes de las sustancias que intervienen en una reacción química cuándo estas son gaseosas. Gay - Lussac formuló la siguiente ley: "La relación que existe entre los volúmenes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, de los gases que se forman o consumen en una reacción química es una relación de números enteros sencillos".
  • 41. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS . Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato? KClO 3 + KCl 3/2 O 2 1 mol de KCl 3/2 mol de O 2 1 mol de KClO 3 74,45 g de KCl 48 g de O 2 122,45 g de KClO 3 X g de O 2 1000 g de KClO 3 = X = = 587,45 g de O 2 122,45 g de KClO 3 48 g O 2 1000 g de KClO 3 X g O 2 1000 · 72 122,45 CÁLCULOS CON MASAS
  • 42. Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las cantidades existentes de sustancia pura Ejemplo: Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H 2 desprendida. Dato : masa atómica del Zn = 65,38 X = 21,1 g de Zn Y = 0,645 g de H 2 Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H 2 2 HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 100 g de muestra (100 – 7,25) g de Zn = 22,75 g X REACTIVOS CON IMPUREZAS 65,38 g de Zn 2 g de H 2 = 21,1 g de Zn Y
  • 43. REACTIVO LIMITANTE En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente 2 moles de CO 2 moles de O 2 0 moles de O 2 Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de O 2 Después de la reacción
  • 44. CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE. Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas se consume completamente queda parte sin reaccionar El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe + S FeS 1 mol de S 1 mol de FeS 1 mol de Fe 32 g de S 88 g de FeS 56 g de Fe X g de S 7 g de Fe reactivo limitante: reactivo en exceso: Fe S reactivo limitante reactivo en exceso 7 (g de Fe) 56 (g/mol) = X (g de S) 32 (g/mol) 32 · 7 56 X = = 4 g de S
  • 45. CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN. Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO 3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm 3 de Na 2 S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO 3 = 169,88 u; Na 2 S = 78 u) 2 AgNO 3 + Na 2 S Ag 2 S La reacción ajustada es: + 2 NaNO 3 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na 2 S = x = 0,02 moles de AgNO 3 La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO 3 es: = y = 0,2 L = 200 cm 3 En 100 cm 3 de disolución 0,1 M de Na 2 S hay: Por cada mol de Na 2 S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO 3 : En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos 1 (mol Na 2 S) 2 (mol AgNO 3 ) 1 (mol Na 2 S) x 0,1 (mol) 1 (L) 0,02 (mol) y
  • 46. RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas
  • 47. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS . 1) Reacción de síntesis: cuando dos sustancias se unen para dar una : A+B -> C Por ejemplo: 2Fe +O 2 -> 2FeO CaO+H 2 O -> Ca(OH) 2 CaO+CO 2 -> CaCO 3 2H 2 +O 2 -> 2H 2 O 2) Reacción de descomposición: justo al contrario que la anterior, una sustancia se descompone en varias A -> B+C Por ejemplo H 2 CO 3 -> CO 2 +H 2 O el ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse espontáneamente K ClO 3 -> K Cl+O 2 3)Reacción de sustitución : Un átomo de un compuesto sustituye a un átomo de otro. AB + X -> XB + A Dentro de este tipo hay algunas típicas como: - 2HCl +Zn -> Zn Cl 2 + H 2 -CuSO 4 +Zn -> ZnSO 4 +Cu - Cl 2 + NaBr -> NaCl +Br 2 4)Doble descomposición o doble sustitución: es AB+ XY -> AY + XB AgNO 3 +NaCl -> NaNO 3 +AgCl -Un caso típico y muy importante son las REACCIONES ÁCIDO-BASE: ácido+base=sal+agua H Cl +NaOH -> NaCl +H 2 O
  • 48. Un ejemplo muy importante de reacciones redox son las reacciones de combustión  En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía , a menudo en forma de luz y calor 5) Reacción de oxidación-reducción: Un átomo de alguna de las sustancias que reaccionan cede electrones a un átomo de otra de las sustancias que reaccionan. *Se dice que una sustancia se oxida si pierde electrones. *El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox cede electrones (se oxida) es el agente reductor ya que proboca la reducción de otra sustancia que toma esos electrones. *Se dice que una sustancia se reduce si gana electrones. *El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox gana electrones (se reduce) es el agente oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide al quitarle electrones. La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua 2KMnO 4 +16 H Cl -> 2 MnCl 2 +5 Cl 2 +8H 2 O +2KCl CH 4 + 2 O 2  CO 2 + 2 H 2 O El mechero se enciende cuando el gas que contiene reacciona con el oxígeno del aire
  • 49. REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y EXOTÉRMICAS Una reacción es exotérmica si en el transcurso de la misma se libera energía Una reacción es endotérmica si en el transcurso de la misma se absorbe energía CH 4 + 2 O 2  E  0 CO 4 + 2 H 2 O Transcurso de la reacción Energía, U 2 O 3  E  0 3 O 2 Transcurso de la reacción Energía, U Reacción exotérmica Caliente Reacción endotérmica Frío
  • 50. CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O 3 O 2 (g)  2 O 3 (g) Para romper un enlace, hay que aportar una cantidad de energía llamada energía de enlace   Cuanto más fuerte es el enlace, mayor es su energía de enlace Dependiendo de la fuerza de los enlaces que se rompen y de los enlaces que se forman, las reacciones serán endotérmicas o exotérmicas    Una reacción es endotérmica si la energía aportada para romper enlaces es mayor que la energía liberada al formarse nuevos enlaces Una reacción es exotérmica si la energía aportada para romper enlaces es menor que la energía liberada al formarse nuevos enlaces Reactivos Enlaces rotos Productos Transcurso de la reacción Energía E 1 E 2 Energía neta absorbida Productos Enlaces rotos Energía neta desprendida C O Reactivos Transcurso de la reacción Energía H E 1 E 2
  • 51.  

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