QUÍMICA

IV UNIDAD REACCIONES QUÍMICAS ORGÁNICAS E INORGÁNICAS

MOL: Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que constituye un mol

se conoce con el nombre de número de Avogadro (NA) y es igual a 6.02 x1023.

Un mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol de

moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo.

Ejemplo:

Un mol de H2O contiene 6.02 x1023 moléculas y pesa 18 gramos.

Un mol de CO2 contiene 6.02 x1023 moléculas y pesa 44 gramos.

ÁTOMO - GRAMO: Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Por ejemplo:

Un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos.

Un átomo – gramo de nitrógeno pesa 14 gramos.

MOLÉCULA GRAMO: Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto)

expresado en gramos. Por ejemplo:

La molécula de H2SO4 pesa 98 gramos.

La molécula de O2 pesa 32 gramos.

PESO MOLECULAR (PM): el peso molecular de una sustancia es la suma de los pesos atómicos

de los elementos que forman la molécula. Por ejemplo:

CO2

Para O2 el peso atómico del oxígeno =16 g/mol se multiplica x 2 = 32 g/mol

Para el C su peso atómico =12 g/mol

PM co2 = 32 g/mol + 12 g/mol = 44 g/mol

VOLUMEN MOLAR: es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una sustancia. El

volumen molar de un gas, en condiciones normales de temperatura (273 K) y presión (1atm)

es de 22.4 litros.

Número de moles (n) = masa (g)/peso atómico o peso molecular (g/mol o kg/kmol)

Número de átomos o moléculas = n x NA

Ejemplos:

ESTEQUIOMETRÍA: es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre

pesos y volúmenes de las sustancias participantes.

Las reacciones químicas están regidas por varios principios, entre los cuales destacan por su

importancia los siguientes:

1) Ley de la conservación de la masa, Lavoisier

2) Ley de las proporciones constantes, Proust

3) Ley de las proporciones múltiples, Dalton

4) Ley de las proporciones recíprocas, Richter – Wenzel

LEY DE LA CONSERVACIÓ DE LA MASA (Lavoisier, 1774)

Durante los procesos químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece

constante.

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (Proust, 1797)

Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre

en una relación constante en peso.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (Dalton, 1804)

Cuando un elemento se combina con otro para dar lugar a la formación de varios

compuestos, mientras la cantidad de uno de ellos permanece constante, la del otro varía

en una proporción de un múltiplo de la menor.

LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN

(Richter - Wenzel, 1792)

Los pesos de dos elementos que reaccionan con el mismo peso de un tercer elemento,

también pueden reaccionar entre sí.

Los pesos de combinación de los elementos a los que se refiere esta ley son los pesos

equivalentes.

PESO EQUIVALENTE

El peso equivalente de un elemento se define como la cantidad en gramos de una sustancia

cualquiera, capaz de combinarse o desalojar de sus combinaciones a 1.008 g de hidrógeno

u 8 partes en peso de oxígeno.

SOLUCIONES VALORADAS

Las soluciones valoradas son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de

soluto y solvente en una solución o concentración de la misma, definiéndose la

concentración de una solución como la masa de soluto disuelta en la unidad del solvente o

de la solución.

SOLUCION PORCENTUAL

Estas soluciones tienen distintas unidades:

a) Porcentaje en peso

b) Porcentaje en volumen

c) Porcentaje peso – volumen

PORCENTAJE EN PESO: se define como los gramos de soluto disueltos en 100 gramos de

solución.

% en peso = (g de soluto/g de solución) x 100

gramos de solución = g soluto + g solvente

PORCENTAJE EN VOLUMEN: se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de

solución.

% en volumen = (ml de soluto/ml de solución) x 100

ml de solución = ml de soluto + ml de solvente

PORCENAJE EN PESO – VOLUMEN

Se define como los gramos de soluto en 100 ml de solución.

% peso – volumen = (g de soluto/ml de solución) x 100

ml de solución = ml de soluto + ml de solvente

EJEMPLOS:

EFECIENCIA O RENDIMIENTO

Es el porcentaje de conversión de los reactantes en productos, ya que no todas las

reacciones se llevan a cabo al 100 %.

REACCIONES QUÍMICAS

SIMBOLOS AUXILIARES

TIPOS DE REACCIONES

Las diferentes reacciones o procesos químicos dan lugar en algunos a la obtención de

sustancias compuestas; atendiendo a ello los compuestos químicos pueden formarse por

distintos procedimientos generales.

De acuerdo con la formación o ruptura de los enlaces, las reacciones químicas se clasifican

en reacciones de:

a) Síntesis

b) Análisis o descomposición

c) Simple sustitución o desplazamiento

d) Doble sustitució

REACCIONES DE SÍNTESIS

Consiste en la unión de dos o más sustancias sencillas para formar una más compleja.

A + B AB

REACCIONES DE ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN

Este tipo de reacción es inversa a la de síntesis; una sustancia compleja, mediante energía,

se divide en dos o más sustancias sencillas.

AB A + B

REACCIONES DE SIMPLE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO

Es aquella en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de

otro elemento. Este desplazamiento sucede siempre y cuando el átomo sustituyente tenga

mayor actividad que el sustituido.

A + BC AC + B

REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN O DOBLE SUSTITUCIÓN

Consiste en el intercambio entre los iones presentes.

AB + CD AD + CB

BIBLIOGRAFIA

Brown, Le May, Bursten, Química, la Ciencia Central. Ed. Prentice-Hall

Hispanoamericana (1998)

Chang, R., Química Ed. Mc Graw Hill (1998)

Ebbing, D., Química General Ed. Mc Graw Hill (1997)

RESUMEN Y ADAPTACIÓN: MTRA. LETICIA JUDITH MORENO MENDOZA