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QuímicaQuímica20152015

Reacciones químicas

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CONCEPTO

Son cambios o transformaciones en la cual una o más sustancias iniciales llamadas reactantes, mediante choque efectivos entre si, originan la ruptura de enlaces, produciéndose entonces la formación de nuevos enlaces químicos, los que darán lugar a la formación de nuevas sustancias denominados productos con propiedad distintas a los reactantes.

REACCIONES QUÍMICAS

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ECUACIÓN QUÍMICA

Una ecuación química es la representación escrita y abreviada de una reacción química.

A la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos (sustancias reaccionantes)

A la derecha se escriben las fórmulas de los productos (sustancias resultantes)

Separadas por una flecha.

También pueden contener información sobre el estado físico de las sustancias y sobre las condiciones de la reacción.

Ejemplo:

3(s) (ac) 2(ac) 2(g) 2 (I)sentido de la

Reac tantes Pr oductosReacción

1CaCO 2HCI 1CaCI 1CO 1H O

44

Donde:sólido (s) líquido (l) gaseoso (g)vapor (v) acuoso (ac) 1, 2,1, 1 y 1 coeficientes estequiométricos

EVIDENCIAS DE OCURRENCIA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

Liberación de gas (burbujas) Cambio en color, olor y sabor Formación de precipitados (son los insolubles) Variación en la temperatura del sistema (cambio térmico)

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CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

I. POR LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES

1. Reacción de Adición (Síntesis). Cuando reaccionan dos o más reactantes para formar un solo producto Ejemplo:

Las reacciones entre dos no metales dan compuestos covalentes:

N2 + 3 H2 2 NH3

Las reacciones entre un no metal y un metal dan sales: S + Fe FeS

Las reacciones entre un óxido y agua producen hidróxidos: CaO + H2O Ca(OH)2

Las reacciones entre un anhídrido y agua producen ácidos: SO2 + H2O H2SO3

Las reacciones entre un óxido y un anhídrido dan sales: CaO + SO2 CaSO3

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En general: A B ........ un producto

2. Reacción de Descomposición. Denominada también de análisis se caracteriza porque a partir de un reactante, se obtiene 2 o más productos. Por lo general se necesita energía. Ejemplo:

2CuO 2Cu O :Pirólisiss (s) 2(g)

Luz2H O 2H O O :Fotólisis2 2 2 2(g)

C.E.2NaCI 2Na CI :Electrólisis2(g)

En general: un reac tante D E ......

3. Reacción de Desplazamiento Simple. Es la reacción de una sustancia simple (elemento químico) con un compuesto, donde el elemento desplaza a otro que se encentra formando parte del compuesto. Esto se fundamenta en la mayor actividad química. Ejemplo:

77

4. Reacción de Doble Desplazamiento (METATESIS). Es la reacción entre dos compuestos donde existe un intercambio de elementos generando dos compuestos. En este tipo de reacción los reactantes están generalmente en medio acuoso. Ejemplo:

Algunos metales reaccionan con ciertos ácidos reemplazando el hidrógeno y formando la sal correspondiente:

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Un metal puede ser desplazado de sus sales por otro metal más activo:

Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu

OHCaSOSOHOHCa 24422 2)(

33 HNOAgClHClAgNO Precipitado

Neutralización

En General:CADCDA

88

En General: CBADCDAB

II. POR LA VARIACIÓN DE LA ENERGÍA (ENTALPÍA)

Entalpía (H). Indica el contenido calórico característico de cada sustancia química. Se mide a 25ºC y 1 atm. llamada condición Standard.El cuadro siguiente muestra algunos valores de entalpía.

Sustancia NO NO2 H2O NaCl H2

H(kcal/mol) 20 8 -68 -98 0

Cambio de Entalpía (ΔH). Se llama calor de reacción y determina la energía liberada o absorvida a condición Standard

Sea la reacción: A + B C + D

HR HP

99

ΔH = HP - HR

HP: Entalpía de los productos

HR: Entalpía de los reactantes

1. Reacción Exotérmica (ΔH < 0). Reacción en donde hay una pérdida (libera) neta de energía en forma de calor, por lo tanto la entalpía de los productos es menor respecto a los reactantes.

Ejemplo:mol

calk4923SOO

2

1SO 322 ,

molcalk

HSOOSO 49,23...........21

322

ó

1010

2. Reacción Endotérmica (ΔH > 0). Reacción en donde existe una ganancia (absorve) neta de energía (calor) por lo tanto la entalpía de los productos es mayor respecto a los reactantes. Ejemplo:

3232 OFeAl2mol

calk203Fe2OAl ó

molcalk

HOFeAlFeOAl 203........22 3232

1111

III. POR LA VARIACIÓN DEL ESTADO DE OXIDACIÓN

1. Reacción Redox. Son aquellos procesos en la que se verifica una ganancia y pérdida de electrones simultáneamente, por lo tanto al menos un elemento cambia su estado de oxidación E.O. Son procesos donde ocurre la oxidación y reducción.

A) Oxidación. Son semireacciones en donde existe un aumento en el estado de oxidación debido a la pérdida

de electrones. Ejemplo:

Fe - 3e- Fe0 +3

aumenta

#e- = (0) – (+3) = -3

2Cl - 2e- Cl2-1 0

aumenta

#e- = 2(-1) – 2(0) = -2

1212

B) Reducción. Son semireacciones en donde existe una disminución en el estado de oxidación debido a la ganancia de electrones. Ejemplo:

S + 4e- S+6 +2

disminuye

#e- = (+6) – (+2) = +4

2N + 10e- N2

+5 0disminuye

#e- = 2(+5) – 2(0) = +10

Observación:

1313

Tipos de Redox

A) Redox Intermolecular. Cuando el elemento que se oxida y se reduce están en especies químicas diferentes.

Ejemplo:

B. Redox Intramolecular. Cuando en una misma especie química se encuentra el elemento que se oxida y reduce (pero deben ser elementos)

Ejemplo:

C. Redox Dismutación o Desproporción. Cuando un mismo elemento se oxida y se reduce a la vez.

Ejemplo:

1414

2. Reacción No Redox. Aquella reacción donde ningún elemento cambio su E.O.

Ejemplo:

2NaC HC NaOH H O +1 -1 +1 -1 +1 -2 +1 +1 -2

ESTEQUIOMETRÍAESTEQUIOMETRÍA

ANÁLISIS DIMENSIONALANÁLISIS DIMENSIONAL

La palabra dimensión tiene un significado especial en Física, ya que esta suele significar la naturaleza de una cantidad

Los símbolos empleados para especificar masa, longitud y tiempo, son: M, L y T, respectivamente.

Para indicar ciertas unidades físicas frecuentemente se hace uso de corchetes [ ].

Las dimensiones de área y volumen se reseñan a continuación:

Área (L2) Volumen (L3)

Habrá ocasiones que se tendrá que deducir ciertas fórmulas, para lo cual el análisis dimensional es muy útil, ya que se puede utilizar en el proceso de deducción y verificación de la expresión final.

El análisis dimensional aprovecha el hecho de que las dimensiones pueden tratarse como cantidades algebraicas.

Es decir, las cantidades pueden sumarse o restarse sólo si se tienen las mismas dimensiones, asimismo los términos en ambos lados de una ecuación deben tener las mismas dimensiones.

FACTORES DE CONVERSIÓNFACTORES DE CONVERSIÓN

1 centimetro 0,3937 pulgadas

1 pulgada 2,54 centímetros

1 metro

1,0936 yardas  3,2808 pies  39,370 pulgadas

1 kilómetro 0,6214 millas

1 milla 1,6093 kilómetros

En muchas situaciones en Física, tenemos que realizar operaciones con magnitudes que vienen expresadas en unidades que no son homogéneas. Para que los cálculos que realicemos sean correctos, debemos transformar las unidades de forma que se cumpla el principio de homogeneidad.

CONVERSIÓN DE UNIDADES

Por ejemplo, si queremos calcular el espacio recorrido por un móvil que se mueve a velocidad constante de 72 Km/h en un trayecto que le lleva 30 segundos, debemos aplicar la sencilla ecuación

S = v·t, pero tenemos el problema de que la velocidad viene expresada en kilómetros/hora, mientras que el tiempo viene en segundos.

Esto nos obliga a transformar una de las dos unidades, de forma que ambas sean la misma, para no violar el principio de homogeneidad y que el cálculo sea acertado.

Para realizar la transformación utilizamos los factores de conversión. Llamamos factor de conversión a la relación de equivalencia entre dos unidades de la misma magnitud, es decir, un cociente que nos indica los valores numéricos de equivalencia entre ambas unidades

En nuestro caso, el factor de conversión entre horas y segundos viene dado por las expresiones anteriores:1 hora = 3600 segundosPara realizar la conversión, simplemente colocamos la unidad de partida y usamos la relación o factor adecuado, de manera que se nos simplifiquen las unidades de partida y obtengamos el valor en las unidades que nos interesa. En nuestro caso, deseamos transformar la velocidad de Km/hora a Km/segundo, por lo cual usaremos la primera de las expresiones, ya que así simplificamos la unidad hora

Sistema Internacional de Sistema Internacional de UnidadesUnidades

En este sistema tenemos 7 magnitudes y sus En este sistema tenemos 7 magnitudes y sus correspondientes unidades los llamamos correspondientes unidades los llamamos fundamentales, mientras que el resto de fundamentales, mientras que el resto de unidades son derivadas, es decir, se unidades son derivadas, es decir, se expresan en función de las fundamentales. expresan en función de las fundamentales.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTONTEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Teoría de Dalton En 1808, John Dalton retoma las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito y publica su teoría atómica; en dicha teoría sugiere:

POSTULADOS DE LA TEORÍA POSTULADOS DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.ATÓMICA DE DALTON.

Los elementos químicos están constituidos por Los elementos químicos están constituidos por partículas llamadas átomos, que son indivisibles e partículas llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso físico o químico.inalterables en cualquier proceso físico o químico.

Los átomos de un elemento son todos idénticos Los átomos de un elemento son todos idénticos en masa y en propiedades.en masa y en propiedades.

Los átomos de diferentes elementos son Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades.diferentes en masa y en propiedades.

Los compuestos se originan por la unión de Los compuestos se originan por la unión de átomos de distintos elementos en una proporción átomos de distintos elementos en una proporción constante.constante.

-De la teoría atómica de Dalton destacamos las siguientes definiciones:Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales. Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas.

LEYES FUNDAMENTALES DE LA LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICAQUÍMICA

Ley de conservación de la masa (Lavoisier).Ley de conservación de la masa (Lavoisier). Ley de proporciones definidas (Proust).Ley de proporciones definidas (Proust). Ley de proporciones múltiples (Dalton).Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ley de proporciones recíprocas (Ritcher-Ley de proporciones recíprocas (Ritcher-

Wenzel)Wenzel) Ley de volúmenes de combinación (Gay-Ley de volúmenes de combinación (Gay-

Lussac)Lussac) Hipótesis de AvogadroHipótesis de Avogadro

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER)MASA (LAVOISIER)

““En toda transformación química la masa En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”.productos de la reacción”.

Ejemplo:Ejemplo: 2 gramos de cloro y 3 gramos 2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.de sodio.

LEY DE PROPORCIONES LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST)DEFINIDAS (PROUST)

““Los elementos se combinan para formar Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa compuestos en una proporción de masa fija y definida”.fija y definida”.

EjemploEjemplo: : El azufre y el hierro se El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.hierro.

LEY DE PROPORCIONES LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST) EJEMPLOSDEFINIDAS (PROUST) EJEMPLOS

Azufre + Hierro Azufre + Hierro Sulfuro de hierro Sulfuro de hierro 4 g 7 g4 g 7 g 0 g 0 g InicialInicial 11 g11 g FinalFinal 4 g4 g 10 g 10 g 0 g 0 g Inicial Inicial 3 g3 g 11 g 11 g

FinalFinal 8 g8 g 7 g 7 g 0 g 0 g Inicial Inicial 4 g4 g 11 g11 g FinalFinal

LEY DE PROPORCIONES LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST). EJEMPLOSDEFINIDAS (PROUST). EJEMPLOS

Azufre + Hierro Azufre + Hierro Sulfuro de hierro Sulfuro de hierro 12 g12 g 30 g 30 g 0 g 0 g Inicial Inicial 9 g9 g 33 g33 g FinalFinal 25 g25 g 35 g 35 g 0 g 0 g Inicial Inicial 5 g5 g 55 g55 g FinalFinal 13,5 g13,5 g 24,9 g 24,9 g 0 g 0 g Inicial Inicial 1,275 g1,275 g 37,125 g 37,125 g FinalFinal

Se sabe que 8 g de azufre reacciona con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre:

a)a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá;

b)b) si se descomponen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán?

EJEMPLOEJEMPLO::

a)a)Azufre + OxígenoAzufre + Oxígeno Trióxido de azufre Trióxido de azufre 8 g8 g 12 g 12 g 20 g 20 g

1 g1 g m(O m(O22)) m(SO m(SO33))

1g · 12 g1g · 12 g 1 g · 20 g 1 g · 20 gm(Om(O22)) = ———— = = ———— = 1,5 g1,5 g ; ; m(SOm(SO22)) = ———— = ———— = = 2,5 g2,5 g

8 g8 g 8 g 8 g

b)b) m(S) m(S) m(Om(O22)) 100 g 100 g

100 g · 8 g100 g · 8 g 100 g · 12 g 100 g · 12 gm(S)m(S) = ———— = = ———— = 40 g 40 g ; ; m(Om(O22)) = ————— = ————— = = 60 g60 g 20 g 20 g 20 g 20 g

EJEMPLOEJEMPLO::

LEY DE PROPORCIONES LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON).MÚLTIPLES (DALTON).

““Cuando en la unión de dos elementos se Cuando en la unión de dos elementos se puede formar más de un compuesto, se puede formar más de un compuesto, se cumple que para una cantidad fija de uno cumple que para una cantidad fija de uno de los elementos, la relación en la que se de los elementos, la relación en la que se encuentra el otro en los compuestos que encuentra el otro en los compuestos que se forman es una relación sencilla (2/1, se forman es una relación sencilla (2/1, 3/1, 3/2…)”.3/1, 3/2…)”.

LEY DE PROPORCIONES LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON). EJEMPLO.MÚLTIPLES (DALTON). EJEMPLO.

Óxidos de cobreÓxidos de cobre % cobre% cobre % oxígeno% oxígeno II 88,83 88,83 11,17 11,17 IIII 79,90 79,90 20,10 20,10 masa cobremasa cobre

masa oxígeno masa oxígeno II 7,953 masa Cu / masa Ox.7,953 masa Cu / masa Ox. IIII 3,975 masa Cu / masa Ox. 3,975 masa Cu / masa Ox. 7,953 / 3,975 7,953 / 3,975 2 / 1 2 / 1

Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitrógeno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40g de oxígeno para dar cinco óxidos diferentes.

Comprobar que se cumple la ley de Dalton.

EJEMPLO:

EJEMPLOEJEMPLO

Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente.Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente. Las distintas masas de O que se combinan con una Las distintas masas de O que se combinan con una

cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones:cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones:

m Ox. (V) 40g m Ox. (V) 40g 55 m Ox. (IV) 32 g m Ox. (IV) 32 g 44————— = —— = ————— = —— = —— ; ————— = —— = ; ————— = —— = ——m Ox. (I) 8 g m Ox. (I) 8 g 11 m Ox. (I) 8 g m Ox. (I) 8 g 1 1

m Ox. (III) 24g m Ox. (III) 24g 33 m (II) Ox. 16 g m (II) Ox. 16 g 22————— = —— = ————— = —— = —— ; ————— = —— = ; ————— = —— = ——m Ox. (I) 8 g m Ox. (I) 8 g 11 m (I) Ox. 8 g m (I) Ox. 8 g 1 1

LEY DE LOS PESOS DE LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (RITCHER-WENZEL)COMBINACIÓN (RITCHER-WENZEL)

““Las masas de elementos diferentes Las masas de elementos diferentes que se combinan con una misma que se combinan con una misma

masa de un elemento dado, nos dan masa de un elemento dado, nos dan la relación con la que aquellos se la relación con la que aquellos se

combinan entre si, o bien múltiplos o combinan entre si, o bien múltiplos o submúltiplos de dichas masas”.submúltiplos de dichas masas”.

LEY DE PROPORCIONES LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS (RITCHER). EJEMPLO.RECÍPROCAS (RITCHER). EJEMPLO.

Si 2 g de hidrógeno se combinan con Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua, y 6 g de 16 g de oxígeno para dar agua, y 6 g de carbono se combinan también con 16 carbono se combinan también con 16 gramos de oxígeno para dar dióxido de gramos de oxígeno para dar dióxido de carbono, entonces 2 g de hidrógeno se carbono, entonces 2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g de carbono al combinarán con 6 g de carbono al formar metano.formar metano.

LEY DE VOLÚMENES DE LEY DE VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC).COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC).

““A temperatura y presión constantes, A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los los volúmenes de los gasesgases que que participan en una reacción química participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de guardan entre sí relaciones de números sencillos”.números sencillos”.

EJEMPLO DE LA LEY DE VOLÚMENES DE COMBINACIÓN

GAY-LUSSAC

2 litros de hidrógeno 2 litros de hidrógeno se combina con 1 litro se combina con 1 litro de oxígeno para dar 2 de oxígeno para dar 2 litros de agua (gas).litros de agua (gas).

1 litro de hidrógeno se 1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros cloro para dar 2 litros de cloruro de de cloruro de hidrógeno.hidrógeno.

EXPLICACIÓN VISUAL DE LAS LEYES DE PROUST Y DALTON A PARTIR DE LA TEORÍA ATÓMICA

Ley de Dalton

Ley de Proust

átomo El átomo es la menor fracción en que puede dividirse un elemento simple sin que pierda sus propiedades químicas y pudiendo ser objeto de una reacción química.

moléculaPartícula formada por una agrupación ordenada y definida de átomos, que constituye la menor porción de un compuesto químico que puede existir en libertad.

ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

CONCEPTO DE MOLCONCEPTO DE MOL

EL MOL ES UNA UNIDAD DE MASA EN QUÍMICA

UN MOL DE UNA SUSTANCIA QUÍMICA EQUIVALE A UN NÚMERO DE GRAMOS QUE COINCIDE, SÓLO NUMÉRICAMENTE CON LA MASA MOLECULAR

NÚMERO DE AVOGADRONÚMERO DE AVOGADRO

ES EL NÚMERO DE PARTÍCULAS CONTENIDAS EN UN MOL DE UNA SUSTANCIA DADA

NA = 6.023*1023

CONCEPTO DE MOLCONCEPTO DE MOL

Es un número de Avogadro (NEs un número de Avogadro (NAA= 6,022 · 10= 6,022 · 102323) de ) de

átomos o moléculasátomos o moléculas.. En el caso de que sea NEn el caso de que sea NA A átomosátomos se le llama se le llama

también también átomo-gramoátomo-gramo.. Corresponde a la masa atómica o molecular Corresponde a la masa atómica o molecular

expresada en gramos.expresada en gramos. Definición actual:Definición actual: El mol es la cantidad de El mol es la cantidad de

sustancia de un sistema que contiene tantas sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012 kg de iones...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (carbono-12 (1212C).C).

HIPÓTESIS DE AVOGADRO.HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

““Volumenes iguales, medidos en las Volumenes iguales, medidos en las mismas condiciones de presión y mismas condiciones de presión y temperatura, de gases distintos; contienen temperatura, de gases distintos; contienen el mismo número de moléculas”.el mismo número de moléculas”.

Un mol de cualquier gas en condiciones Un mol de cualquier gas en condiciones normales, es decir ( P = 1 atm; T = 0 ºC); normales, es decir ( P = 1 atm; T = 0 ºC); ocupa un Volumen de 22,4 litros y ocupa un Volumen de 22,4 litros y contienen:contienen:6,022 x 106,022 x 102323moléculas, moléculas,

MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARESMASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES

La masa atómica de un átomo se calcula hallando la La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo.del mismo.

La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la atómicas de todos los átomos que componen la molécula.molécula.

EjemploEjemplo: Calcular la masa molecular del H: Calcular la masa molecular del H22SOSO44 M (HM (H22SOSO44) = 1,008*2 + 32,06*1 + 16,00*4 = ) = 1,008*2 + 32,06*1 + 16,00*4 = 98,07698,076

es la masa de una molécula. es la masa de una molécula. Normalmente, suele expresarse comoNormalmente, suele expresarse como

M (HM (H22SOSO44) = ) = 98,076 g/mol98,076 g/mol

CÁLCULO DEL NÚMERO DE MOLES.CÁLCULO DEL NÚMERO DE MOLES.

m (g)m (g)n (mol) = —————n (mol) = —————

M (g/mol)M (g/mol)

Ejemplo:Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO Calcular cuantos moles de CO2 2

habrá enhabrá en 100 g de dicha sustancia.100 g de dicha sustancia. m (g)m (g) 100 g 100 g

n = ————— = ———— = n = ————— = ———— = 2,27 moles 2,27 moles CO2CO2

M (g/mol) M (g/mol) 44 g/mol44 g/mol

¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12g de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de cloro atómico se obtendrían?

Ejercicio:

La masa molecular de ClLa masa molecular de Cl22 es 35,45 · 2 =70,9 . Luego es 35,45 · 2 =70,9 . Luego un un mol de Clmol de Cl22 son 70,9 g. En los 12 g de Cl son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 2 hay:hay:

12 g 12 g = = 0,169 moles de Cl0,169 moles de Cl22

70,9 g/mol70,9 g/mol

Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 10Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 23 moléc. moléc. 0,169 moles contienen:0,169 moles contienen:

0,169 moles · 6,02 ·100,169 moles · 6,02 ·102323 moléculas/mol = moléculas/mol =

= = 1,017 · 101,017 · 1023 23 moléculas Clmoléculas Cl22

2 át. Cl2 át. Cl1,017·101,017·1023 23 moléc. Clmoléc. Cl2 2 · · = = 2,034·102,034·1023 23 át. Clát. Cl moléc. Cl moléc. Cl22

COMPOSICIÓN EN PESO DE COMPOSICIÓN EN PESO DE UNA MOLÉCULAUNA MOLÉCULA

A partir de la fórmula de un compuesto A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones.simples proporciones.

La suma de lasLa suma de las proporciones de todos los proporciones de todos los elementos que componen una sustancia elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %.debe dar el 100 %.

Calcular el % de plata, nitrógeno y oxígeno que contiene el nitrato de plata.

Ejemplo:

M (AgNOM (AgNO33) = 107,9 +14,01 + 16,00 • 3 = 169,91 ) = 107,9 +14,01 + 16,00 • 3 = 169,91 M (AgNOM (AgNO33) = 169,91 g/mol) = 169,91 g/mol

107,9 g (Ag) · 100 107,9 g (Ag) · 100 % Ag = ———————— = % Ag = ———————— = 63,50 %63,50 % de Agde Ag

169,91 g (AgNO 169,91 g (AgNO33) )

14,01 g (N) · 100 14,01 g (N) · 100 % N = ———————— = % N = ———————— = 8,25 % de N 8,25 % de N

169,91 g (AgNO 169,91 g (AgNO33) )

48,0 g (O) ·100 48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = % O = ———————— = 28,25 % de O28,25 % de O

169,91 g (AgNO 169,91 g (AgNO33) )

FACTOR GRAVIMÉTRICOFACTOR GRAVIMÉTRICO

Un factor gravimétrico (o factor químico) puede definirse como el peso de una sustancia deseada equivalente al peso unitario de una sustancia dada.

Los factores gravimétricos son fundamentales para realizar cálculos, especialmente cuando se hacen análisis repetidos de un determinado constituyente.

LA REACCIÓN QUÍMICALA REACCIÓN QUÍMICA

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

ECUACIÓN QUÍMICAECUACIÓN QUÍMICA

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.

En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.HCl +  NaOH→ NaCl +  H2O

1.Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y

(ac) acuoso (en solución)

2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la

reacción y que no son consumidos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y

productos.

CARACTERÍSTICAS DE LA ECUACIÓN:

6CO2 + 6H2O C6H12O6   +  6O2

luz solar

3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el numero de átomos que entran debe ser igual a los que salen

EJEMPLO:

2H2(g)+ O2(g)→2H2O (l)   +  13 kcal

5. Si hay una delta sobre la  flecha   indica que se suministra calor a la reacción EJEMPLO:

Δ KClO3 KCl   + O2

 

BALANCEO DE ECUACIONESBALANCEO DE ECUACIONES

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos

 

1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos. EJEMPLO:N2 + H2 → NH3

HAY VARIOS MÉTODOS PARA EQUILIBRAR ECUACIONES

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde

2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

ECUACIÓN QUÍMICA ECUACIÓN QUÍMICA BALANCEADABALANCEADA

EXPRESIÓN DE LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA

BALANCE DE MATERIABALANCE DE MATERIA

ÁTOMOS, GRAMOS

y

MOLES

EXCESO O DEFICIENCIA DE EXCESO O DEFICIENCIA DE REACTIVOSREACTIVOS

Reactivo LimitanteCuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. 

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de un reactivo.

La relación de moles entre el reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada.  

A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos.

Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.

RENDIMIENTORENDIMIENTO

Rendimiento realCantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada.

Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto.

Rendimiento teórico

Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico.

Rendimiento porcentual

8585