REACCIONES QUIMICAS Y ESTEQUIOMETRIAPresentation Transcript

1. 4.1 Clasificacion de las reacciones. 4.2 Balanceo de reacciones

quimicas. 4.3 Leyes estequiometricas.4.4 Cálculos estequiometricos:

relacion peso-peso, relacion peso-volumen.

2. Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es

todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias

(llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se

transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en

otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser

elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la

formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del

aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al

colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un

ejemplo de reacción inducida. A la representación simbólica de las

reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos

obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las

condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante,

tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos

pueden variar según cambien las condiciones, determinadas

cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química.

Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen

el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la

masa total.

3. Estequiometría, del griego στοιχέιον (stequíon; los dígrafos

helénicos οι y ει son equivalentes a la letra e): elemento, y μέτρον

(metron): medida, es el estudio cuantitativo de los reactivos y de los

productos resultantes de las reacciones químicas. Las leyes

estequiométricas son las siguientes:

4. En toda reacción química se conserva la masa; esto es: la masa

total de los reactivos es igual a la masa total de los productos

resultantes. La ley de conservación de la masa, enunciada por

Lavoisier, es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias

naturales. En esta ley se asume la conservación de la cantidad de

átomos. Para ello resulta indispensable el balanceo de ecuaciones

químicas. Se puede enunciar de la manera siguiente: en cualquier

reacción química se conserva la masa. Es decir: la materia no se

crea, ni se destruye, sólo se transforma, y permanece invariable.

5. Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no

seconocía el átomo, pero con los conocimientos actuales es

obvio:puesto que en la reacción química no aparecen ni destruyen

átomos,sino que sólo se forman o rompen enlaces (hay un

reordenamientode átomos), la masa no puede variar.

6. La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones

definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual

«Cuando se combinan dos o más elementos para dar un

determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas

constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en

experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que

también se conoce como Ley de Proust.

7. Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de

masas entre los elementos que los forman es constante. En términos

más modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre

se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que

notar que existe una clase de compuestos, denominados

compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que

no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los

elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites.

Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides,

que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen

esta ley.

8. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un compuesto

determinado, dos o más elementos químicos se unen entre sí,

siempre en la misma proporción ponderal. Una aplicación de la ley

de Proust es en la obtención de la denominada composición

centesimal de un compuesto, es decir el porcentaje ponderal que

dentro de la molécula representa cada elemento.

9. La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en

1802 por el físico, químico y matemático británico John Dalton, es

una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por

el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.

10. Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para

originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de

ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha

cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en

relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes

ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que

Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos

elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas

proporciones para formar distintos compuestos.

11. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O,

que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que

equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el

primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el

segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se

expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados

de la teoría atómica.

12. Puede ocurrir que dos elementos se combinan y -en vez de

producir un solo compuesto- generen varios compuestos (caso

previsto en la ley de Proust).En 1808, Dalton concluyó que el peso

de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro

guarda una relación expresable por lo general mediante un cociente

de números enteros pequeños.ENUNCIADO:“Cuando dos o más

elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas

de uno de ellos, que se une a una masa fija del otro, tienen como

relación números enteros y sencillos”

13. Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter-Wenzel es

una de las llamadas leyes estequiométricas, fue enunciada por

primera vez por Jeremias Benjamin Richter en 1792 en el libro que

estableció los fundamentos de la estequiometría, y completada

varios años más tarde por Wenzel. Es de importancia para la historia

de la química y el desarrollo del concepto de mol y de fórmula

química, más que para la química actual. Esta ley permite establecer

el peso equivalente o peso-equivalente- gramo, que es la cantidad

de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija

de una sustancia de referencia.

14. El enunciado de la ley es el siguiente: «Los pesos de los

diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un

elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando

se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos

pesos.»En la ciencia moderna, se usa el concepto de peso

equivalente sobre todo en el contexto de las reacciones ácido-base o

de las reacciones de reducción-oxidación. En estos contextos, un

equivalente es la cantidad de materia que suministra o consume un

mol de iones hidrógeno o que suministra o consume un mol de

electrones.

15. “Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un

tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que

aquellos elementos se combinen entre sí lo hacen según una

relación sencilla de masas a/b. Es decir: siempre que dos elementos

reaccionan entre sí, lo hacen en equivalencia o según múltiplos o

submúltiplos de los elementos."

16. Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas

de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones

químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los

subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los

coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de

manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de

las sustancias químicas en la industria. Los cálculos

estequiométricos requieren una unidad química que relacione las

masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta

unidad química es el mol.

17. En una reacción química siempre se conserva la masa, de ahí

que una cantidad específica de reactivos al reaccionar, formará

productos cuya masa será igual a la de los reactivos.Los cálculos

que comprenden estas relaciones de masa se conocen como

cálculos estequiométricos. La Estequiometría es el concepto usado

para designar a la parte de la química que estudia las relaciones

cuantitativas de las sustancias y sus reacciones. En su origen

etimológico, se compone de dos raíces , estequio que se refiere a

las partes o elementos de los compuestos y matería, que dice sobre

la medida de las masas.

18. Cuando se expresa una reacción, la primera condición para los

cálculos estequimétricos es que se encuentre balanceada, por

ejemplo : Mg + O2 MgO 2 Mg + O2 2 MgO

19. La reacción anterior se lee como : 2 ATG de Magnesio

reaccionan con un mol de Oxígeno y producen 2 moles de Oxído de

magnesio (reacción de síntesis) 2ATG Mg = 49 g 1 mol de O2 = 32 g

2 moles de MgO = 81 gLo que demuestra la ley de Lavoisiere " la

materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma " , cuando

reaccionan 49g más 32g y se producen 81 g .

20. ATG (Peso atómico de cualquier elemento expresado en

gramos )MOLESÁTOMO-GRAMOMOL-GRAMOVOLUMEN-

GRAMONUMERO DE AVOGADROREACTIVOS O

PRODUCTOSREACTIVO LIMITANTE

21. Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-

gramo del elemento expresado en gramo. H = 1,0079 (U.M.A.);

1,0079 gr 1.-un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos 2.-un

átomo – gramo de nitrógeno pesa 14 gramos 3.-un átomo – gramo

de carbono pesa 12 gramos

22. Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o

el peso molecular de una sustancia expresada en gramos. H2O = 18

(U.M.A.); 18 grConversión de moles a gramos: Ejemplo: N2

¿Cuántos moles hay en 14,0 g? PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol

23. Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones

normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.

Temperatura normal: 0° C o 273° K . Como consecuencia de la ley

de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (h = 1,008), es

posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se

denomina peso equivalente o equivalente.

24. El número de moléculas que hay en un volumen molar se

denomina número de Avogadro. El número o constante de Avogadro

NA —por Amedeo Avogadro — es una constante utilizada en

química y física para establecer una relación entre la masa o el

volumen y la cantidad de materia.

25. En una reacción química se puede calcular la cantidad de

reactivos que se necesitan para generar una cantidad definida de

productos, o la cantidad de productos que se forma con una cantidad

definida de reactivo. Es necesario contar con una reacción

balanceada y establecer la cantidad de ATG o moles que participan

(teóricamente) en la reacción.

26. Cuando se tiene una reacción donde participan dosreactivos,

existe una relación teórica de la cantidad deambos, por ejemplo si se

agregan cantidades al azar deambos reactivos, lo más probable es

que uno de ellos sehaya agregando en exceso y el otro reactivo se

terminaráen la reacción ( este último se conoce como

reactivolimitante) .Los cálculos estequiométricos para determinarel

reactivo en exceso y el reactivo limitante consiste enestablecer dos

condiciones, primero usando uno de losreactivos y después el otro,

la condición que pueda llevarsea cabo se tomará de referencia.