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DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍADISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA
Ms. Ing. Miguel Hurtado Gastañadui Ms. Ing. Miguel Hurtado Gastañadui
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Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes
Elemento: sustancia formada por átomos iguales
OxígenoHidrógeno
PILA
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, ...
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Mezcla
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
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DISOLUCIONESDISOLUCIONES
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)
TIPOS COMUNES DE DISOLUCIONES
Estado de ladisolución
Disolvente Soluto Ejemplo
GasLíquidoLíquidoLíquidoSólido
GasLíquidoLíquidoLíquidoSólido
GasGas
LíquidoSólidoSólido
AireCava
VinagreAgua de mar
Latón
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SOLUBILIDADSOLUBILIDAD
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
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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
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LEYES PONDERALES 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.
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Ley de las proporciones definidas
Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción
10,0 g Cu
10,0 g Cu
20,0 g Cu
5,06 g S
7,06 g S
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
+
+
+
15,06 g CuS
2,00 g S15,06 g CuS
10,0 g Cu5,06 g S 15,06 g CuS
"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".
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LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Para explicar las leyes ponderales, J Dalton, en 1803, hizo una serie de suposiciones que se conocen como 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".
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EXPLICACIÓN DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS SEGÚN DALTON
( c )( b )( a )
Átomos del elemento 1
Mezcla de los elementos 1 y 2
Compuesto de los elementos 1 y 2
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
Atomos del elemento 2
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HIPÓTESIS DE AVOGADRO. 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 H2O gaseosa
OH H
2 volúmenes de H2
HH HH
1 volumen de O2
+
O O+
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MOLÉCULAS DIATÓMICAS
Cl2
F2
Br2
I2
N2 O2
H2
Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente
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MASAS ATÓMICASMASAS 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
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.
Masa atómica es la doceava parte de la masa del carbono doce
Al 2(CO3) 3 Al=27umasC=12 umasO=16 umas luego M =27x2+(12+(16x3))x3=100 umasHCl : H=1 uma Cl=35,5 umas luego M=1+35,5=36,5 umasH2SO4 : H=1 uma S=32 umas O=16 umas luego M=(1x2) +32 +(16x4)=98 umas
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FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULARFÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas
O
H HH2O
O
OHH
H2O2
O OCCO2
O OO2
OO
O
O3
C OCO
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
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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 CH3-CH3 , su fórmula molecular es C2H6 y su fórmula empírica es (CH3)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.
100M
nMe=E% .
. Me=masa del elemento n=subíndice del elemento en la fórmulaM=masa molecular o peso fórmula.
En el HCl queda: 74,21005,36
1H 26,97100
5,36
5,35Cl
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APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR
APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR
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
a) Cálculo de la fórmula empírica
b) Cálculo de la fórmula molecular
La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO2)n
n . (14 + 2 . 16) = 92 n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4
ElementoMasa
relativa delelemento
Masaatómica
(M)
Nº relativo de átomos(se divide la masa por m)
Relación más sencilla(se divide por el menor)
Fórmulaempírica
Nitrógeno 30,435 1430,435
14 = 2,1742,1742,174 = 1
Oxígeno 69,565 1669,565
16 = 4,3484,3482,174 = 2
NO2
Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3
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CONCEPTO DE MOLCONCEPTO DE MOL
Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6,02 . 1023 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 = molecularMasa
)mos(gram
1 molde carbono
1 molde cobre
12 gNA átomosde C
En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (NA)
Los átomos de Cu son más pesados que los de C
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UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6,023 . 1023 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 . 1023 átomosde dicho elemento y que expresada
en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento
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RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOLRELACIÓN 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 . 1023 átomos de Cu
En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu
En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay . . . 2 . 6,02 . 1023 átomos de aluminio3 . 6,02 . 1023 átomos de azufre12 . 6,02 . 1023 átomos de oxígeno
En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia
2 átomos de aluminio
3 átomos de azufre
12 átomos de oxígeno
Por ejemplo: Al2(SO4)3
diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2
monoatómico: las del resto de elementos
(cada molécula tiene 2 átomos)
(cada molécula tiene 1 átomo)
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Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno
Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H2 2 FeH3
1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe2 · 55,85 g de Fe
6 g de H=
1 eq de Fe
1 eq de H
EQUIVALENTE
Masa atómica
valenciaPara 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.
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En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos
Si el HClO3 actúa como ácido: HClO3 ClO3- + H+ 1 eq = Pm/1
Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl+5 + 6 e- Cl- 1 eq = Pm/6
2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O
Equivalente=moles x valencia
2.1 1.2 1.2 2.1
2 eq de NaOH
2eq de H2SO4
2eq de Na2SO4
2 eq de H2O
El agua es a la vez ácido y base:
H2O =H+ +OH-
VALENCIA 1.1=1
El agua es a la vez ácido y base:
H2O =H+ +OH-
VALENCIA 1.1=1
¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente!
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GASES PERFECTOS. LEY DE BOYLE
12
8
4
2
6
10
4 8 122 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
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
P (atm)
V ()
1 atm
2 atm
1 litro 0,5 litros
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GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC
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
A volumen constante ( V1 = V2 ) se cumple que:
constanteTp
Tp
Tp
2
2
1
1
300ºK 600ºK
1 atm 2 atm
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LEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOSLEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS
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:
tetanconsT.nV.p
Esta constante es la llamada constante de los gases ideales, y se representa por RSu valor es :
molKatm082,0R
0
p . V = n . R . T
La ley de los gases ideales puede escribirse así:
P es la presión del gas en atmV es el volumen del gas en litrosT es la temperatura del gas en Kn es el número de moles del gas
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MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONESMEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONES
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
1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1 que contenga agua hasta la mitad2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1
Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)
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Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución.
Indica los gramos de soluto en 100 gramos de
disoluciónPorcentaje
en masa% masa =
g soluto
g disoluciónx 100
MolaridadIndica los moles de soluto en 1 litro de
disolución
M =moles de soluto
litros de disolución
NormalidadIndica el nº de eq de soluto en 1 litro de
disolución
N =eq de soluto
litros de disolución
NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA
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LA ECUACIÓN QUÍMICALA 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:
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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 )
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REACTIVOS PRODUCTOS
AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICAAJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA
2 Na (s) + 2 H2O ( l ) 2 NaOH (aq) + H2 (g)Ejemplo:
Na
Na
+O
HH
OHH
• 2 átomos de sodio• 2 átomos de oxígeno• 4 átomos de hidrógeno
Na
Na
+
+
OH
OH
+ HH
• 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
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Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción intervienen los reactivos y los productos
Por ejemplo: 2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g)
+
C
C
O
O
O O
C OO
C OO
Cuando el CO reacciona con el O2 para formar CO2, siempre lo hace en esta relación de moléculas 2 : 1: 2
La ecuación 2 CO ( g ) + O2 ( g ) 2 CO2 ( g ), significa que:
2 moléculas CO + 1 molécula O2 2 moléculas CO2
2 . 6,02 . 1023 CO + 1 . 6,02 . 1023 O2 2 . 6,02 . 1023 CO2
2 moles CO + 1 mol O2 2 moles CO2
20 moléculas CO + 10 moléculas O2 20 moléculas CO2
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Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS
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 O2 2 moles CO2 se traduce en:
2 . 28 g CO + 1 . 32 g O2 2 . 44 g CO2
Es decir, la proporción en masa es:
56 g CO + 32 g O2 88 g CO2
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
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REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS:
REACTIVOS (transformación)
formación de nuevos enlaces
reagrupamientoruptura de
enlaces
N2 + 3H2 2NH3
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
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
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Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en
los dos miembros
Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag
permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen
ECUACIÓN QUÍMICA
COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOSFÓRMULAS
indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se
han formado
señalan la proporción en que las sustancias han
participado
C3H8+ O2 CO2
H2O35 4+
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INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.
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.
+
2 moléculas de hidrógeno
1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua
2H2 + O2 2H2O
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y
productos
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INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA
(relación en moles)
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 O2 2 moléculas de CO2
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos
2CO + O2 2CO2
20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2
2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO
6,02 · 1023 moléculas de O2
2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2
2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2
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1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos
INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA
(relación en masas)
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
N2 + 3H2 2NH3
Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u
28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMENCÁLCULOS 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)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 O2CO2 CO2
2 x 22,4 l CO 22,4 l CO2 2 x 22,4 l CO2
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+
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
2H2+ O2 2H2O
INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación
en volúmenes)
1 mol de O2 2 moles de H2O2 moles de H2
22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O2 · 22,4 litros de H2
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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".
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .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?
KClO3 +KCl 3/2 O2
1 mol de KCl 3/2 mol de O21 mol de KClO3
74,45 g de KCl 48 g de O2122,45 g de KClO3
X g de O21000 g de KClO3
122,45 g de KClO3
48 g O2
= X = = 587,45 g de O2
1000 g de KClO3
X g O2
1000 · 72
122,45
CÁLCULOS CON MASAS
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2 HCl + Zn ZnCl2 + H2
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 H2 desprendida. Dato: masa
atómica del Zn = 65,38
X = 21,1 g de Zn100 g de muestra
(100 – 7,25) g de Zn=
22,75 g
X
REACTIVOS CON IMPUREZAS
Y = 0,645 g de H2
65,38 g de Zn
2 g de H2
=21,1 g de Zn
Y
Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2
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REACTIVO LIMITANTEREACTIVO 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 O2 0 moles de O2
Antes de la reacción
0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de O2
Después de la reacción
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CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.
Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas
reactivo limitantese consume
completamente
reactivo en excesoqueda 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 reaccionarEjemplo: 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 FeS1 mol de Fe32 g de S 88 g de FeS56 g de FeX g de S7 g de Fe
7 (g de Fe)
56 (g/mol)=
X (g de S)
32 (g/mol)
32 · 7
56X = = 4 g de S
reactivo limitante:
reactivo en exceso:
Fe
S
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CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.
En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos
Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u)
2AgNO3 + Na2S Ag2SLa reacción ajustada es: + 2NaNO3
0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S
1 (mol Na2S)
2 (mol AgNO3)= x = 0,02 moles de AgNO3
1 (mol Na2S)
x
La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es:
=0,1 (mol)
1 (L)
0,02 (mol)
yy = 0,2 L = 200 cm3
En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay:
Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3:
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RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.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.
rendimiento =masa obtenida
masa teóricax 100hay que calcular el RENDIMIENTO
de las reacciones químicas
El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria
química
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TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS.
1)Reacción de síntesis: cuando dos sustancias se unen para dar una: A+B → C Por ejemplo: 2Fe +O2 → 2FeO CaO+H2O → Ca(OH)2 CaO+CO2 → CaCO3 2H2+O2 → 2H2O
2)Reacción de descomposición: justo al contrario que la anterior, una sustancia se descompone en varias A → B+C Por ejemplo H2CO3 → CO2+H2O el ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse espontáneamente K ClO3 → K Cl+O2
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 Cl2 + H2
-CuSO4+Zn → ZnSO4+Cu- Cl2+ NaBr → NaCl +Br2
4)Doble descomposición o doble sustitución: es AB+ XY → AY + XB AgNO3+NaCl → NaNO3+AgCl-Un caso típico y muy importante son las REACCIONES ÁCIDO-BASE: ácido+base=sal+agua H Cl +NaOH→ NaCl +H2O
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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
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
El mechero se enciende cuando el gas que contiene reacciona con el oxígeno del aire
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
La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua
2KMnO4 +16 H Cl → 2 MnCl2 +5 Cl2 +8H2O +2KCl
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REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y EXOTÉRMICASREACCIONES 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
CH4 + 2 O2
E 0
CO4 + 2 H2O
Transcurso de la reacción
Ene
rgía
, U
2 O3
E 0
3 O2
Transcurso de la reacción E
nerg
ía, U
ReacciónexotérmicaCaliente
Reacciónendotérmica
Frío
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CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O 3 O2 (g) 2 O3 (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
Ene
rgía
E1
E2
Energía neta absorbida
Productos
Enlaces rotos
Energía neta desprendida
C
O
ReactivosTranscurso de la reacción
Ene
rgía
HE1
E2
55
56
57
58
59
