DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA · disoluciones y estequiometrÍa química de bachillerato juan...

DISOLUCIONES Y

ESTEQUIOMETRÍA

Química de Bachillerato

JUAN GABRIEL PERILLA J

LICENCIADO EN QUIMICA

UPN

2

Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes

Elemento: sustancia formada por átomos iguales

Oxígeno Hidrógeno

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, ...

Prof: J.Gabriel Perilla J.

3

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

Prof. J. Gabriel Perilla J.

Licenciado en Química

4

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)

TIPOS COMUNES DE DISOLUCIONES

Estado de la

disoluciónDisolvente Soluto Ejemplo

Gas

Líquido

Líquido

Líquido

Sólido

Gas

Líquido

Líquido

Líquido

Sólido

Gas

Gas

Líquido

Sólido

Sólido

Aire

Cava

Vinagre

Agua de mar

LatónProf: J.Gabriel Perilla J.

5

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 Prof: J.Gabriel Perilla J.

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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

Prof. J. Gabriel Perilla J. Licenciado en Química

7

MEDIDA 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 l 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 l

Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)


CONCENTRACION EN LAS SOLUCIONES

Cantidad de soluto en una cantidad de solvente

Unidades físicas Unidades Químicas

• % masa-masa

• ppm

• % volumen-volumen

• % masa-volumen

• Fracción molar (X)

• Molaridad (M)

• Molalidad (m)

• Normalidad (N)

¿QUÉ ES CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN?

¿CÓMO SE EXPRESA?

Es la cantidad de soluto respecto a la masa o volumen de disolución o de disolvente.

Se expresa en

% en peso masa-masa

% en volumen o gramos (º)

% Gramos-litros (g/L)

Molaridad (M)

Molalidad (m)

Fracción molar (X)

Porcentaje en masa (o peso) o tanto por ciento en masa (o peso). Indica los gramos de soluto que hay en 100 gramos de disolución.

Ej: 30% en peso indica que hay 30 g de soluto en 100 g de disolución.

100 disolucióndeg

solutodegmasaen%

Porcentaje en volumen o tanto por ciento en volumen o grados. Indica las unidades de volumen de soluto (mL, L, etc.) que hay en 100 unidades de volumen de disolución (mL, L, etc.).

Ej: 12% en volumen indica que hay 12 mL o 12 L de soluto en 100 mL o en 100 L de disolución.

100disolucióndevolumen

solutodevolumenvolumenen%

Molaridad M. Indica los moles de soluto existentes por litro de disolución.

Ej: 3 M indica que hay 3 moles de soluto por cada litro de disolución.

disolucióndelitros solutodemolesM

Molalidad m. Indica los moles de soluto existentes por kg de disolvente.

Ej: 3 m indica que hay 3 moles de soluto por cada kilogramo de disolvente

disolventedekg solutodemolesm

Fracción molar de un componente xi. Indica los moles de ese componente respecto a los moles totales. Ej: xi = 0,25 indica que hay 0,25 moles de ese componente por cada mol de la disolución.

tn i

n

ix

Gramos-litros g/l. Indica los gramos de soluto que existe por litro de disolución. Ej: 20 g/L indica que la disolución tiene 20 g de soluto por cada litro de disolución.

disolucióndelitros solutodegramos

Lg

UNIDADES DE CONCENTRACCION MAS UTILIZADAS NOMBRE ABREVIATURA UNIDAD USOS

Porcentaje en masa %m⁄m g soluto/g solución x 100

En investigaciones

científicas, en industria de

alimentos y farmacia

Porcentaje en

volumen %v⁄v

ml soluto/ml de solución

x100

Porcentaje

masa/volumen %m/v g soluto/ml solución x

100

Partes por millón

ppm mg soluto/kg o litro de

solución

Para describir cantidades

de contaminante en

alimentos, aguas, suelos o

aire, para expresar dosis.

Molaridad

M

Moles de soluto/ litros de

solución

En las reacciones que

tiene lugar en soluciones,

para controlar la cantidad

de reactivó utilizado

Molalidad

m

Moles de

soluto/kilogramo de

solvente

En el calculo de las

propiedades coligativas de

las soluciones

Normalidad

N

Equivalentes gramo de

soluto/litro de solución

Para expresar la

concentración de ácidos,

hidróxidos y sales.

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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. Prof: J.Gabriel Perilla J.

15

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 S 15,06 g CuS

10,0 g Cu 5,06 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".


16

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


18

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

O H H

2 volúmenes de H2

H H H H

1 volumen de O2

+

O O +


19

MOLÉCULAS DIATÓMICAS

Cl2

F2

Br2

I2

N2 O2

H2

Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente


20

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

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 umas

HCl : H=1 uma Cl=35,5 umas luego M=1+35,5=36,5 umas

H2SO4 : H=1 uma S=32 umas O=16 umas luego M=(1x2) +32 +(16x4)=98 umas


21

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas

O

H H H2O

O

O H H

H2O2

O O C CO2

O O

O2

O

O

O

O3

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 Prof: J.Gabriel Perilla J.

22

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 fórmula

M=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

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

Elemento

Masa

relativa del

elemento

Masa

atómica

(M)

Nº relativo de átomos

(se divide la masa por m)

Relación más sencilla

(se divide por el menor)

Fórmula

empírica

Nitrógeno 30,435 1430,435

14 = 2,174

2,174

2,174 = 1

Oxígeno 69,565 1669,565

16 = 4,348

4,348

2,174 = 2

NO2

Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3


24

CONCEPTO 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 mol de carbono

1 mol de cobre

12 g NA átomos de 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


25

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


26

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 . 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 aluminio

3 . 6,02 . 1023 átomos de azufre

12 . 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)


27

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 Fe 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.


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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

¡ 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 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

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 (l)

1 atm

2 atm

1 litro 0,5 litros


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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:

constanteT

p

T

p

T

p

2

2

1

1

300ºK 600ºK

1 atm

2 atm


31

Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución.

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

NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA


32

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:


33

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

D 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 )


34

LEY 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.n

V.p

Esta constante es la llamada constante de los gases ideales, y se representa por R

Su valor es :

molK

atm082,0R

0

l

p . V = n . R . T

La ley de los gases ideales puede escribirse así:

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 Prof: J.Gabriel Perilla J.

35

REACTIVOS PRODUCTOS

AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA

2 Na (s) + 2 H2O ( l ) 2 NaOH (aq) + H2 (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


36

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 O O

C O O

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


37

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


38

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS:

REACTIVOS (transformación)

formación de

nuevos

enlaces reagrupamiento

ruptura 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


39

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

ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS

indican cuáles han sido los

reactivos y qué productos se

han formado

señalan la proporción en

que las sustancias han

participado

C3H8 + O2 CO2

H2O 3 5 4 +


40

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


41

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


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


42

1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3


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


43

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

+

2 x 22,4 l CO 22,4 l CO2 2 x 22,4 l CO2


44

+

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 H2O 2 moles de H2

22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O 2 · 22,4 litros de H2


45

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".

Prof. J. Gabriel Perilla J.

46

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 O2 1 mol de KClO3

74,45 g de KCl 48 g de O2 122,45 g de KClO3

X g de O2 1000 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


47

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 Zn 100 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


48

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 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


49

CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.

Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a

partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas

reactivo limitante se consume

completamente

reactivo en exceso 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

7 (g de Fe)

56 (g/mol) =

X (g de S)

32 (g/mol)

32 · 7

56 X = = 4 g de S

reactivo limitante:

reactivo en exceso:

Fe

S


50

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 Ag2S La 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)

y y = 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:


51

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 teórica x 100

hay que calcular el RENDIMIENTO

de las reacciones químicas

El rendimiento de las reacciones es

un factor fundamental en la industria

química


52

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


53

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

2KMnO4 +16 H Cl → 2 MnCl2 +5 Cl2 +8H2O +2KCl


54

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

CH4 + 2 O2

DE < 0

CO4 + 2 H2O

Transcurso de la reacción

Ener

gía

, U

2 O3

DE > 0

3 O2


Ener

gía

, U

Reacción

exotérmica

Caliente

Reacción

endotérmica

Frío


55

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


En

erg

ía

E1 E2

Energía neta

absorbida

Productos

Enlaces rotos

Energía neta

desprendida

C

O

Reactivos

Transcurso de la reacción E

ner

gía

H E1

E2


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