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3 Cálculos con reacciones químicas1
Física y Química
4.º ESOReacciones químicas y ecuaciones químicas
• Se deben romper los enlaces químicos de las sustancias reaccionantes para formarse otros nuevos
REACCIÓN QUÍMICA: reorganización de átomos que hace que unas sustancias pierdan su naturaleza original para convertirse en otras distintas
• Los productos finales poseen propiedades características diferentes a las de las sustancias reaccionantes
REACCIÓN QUÍMICA: es todo proceso en el que se forman sustancias nuevas, denominadas productos, a partir de unas sustancias originales, denominadas reactivos
ECUACIÓN QUÍMICA: es la representación “simbólica” de la reacción. Se disponen a la izquierda los símbolos de los reactivos; a la derecha, los de los productos, y una flecha separando unos de otros
REACTIVOS PRODUCTOS
Supuso que la materia es discontinua, y que estaba formada por partículas distintas, indivisibles y con masa, a las que llamó átomos. El modelo atómico de Dalton afirma que
3 Cálculos con reacciones químicas2
Física y Química
4.º ESOLeyes ponderales. Hipótesis de Dalton
Ley de conservación de la masa (LAVOISIER)
En el transcurso de las reacciones químicas se conserva la masa total del sistema: la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos
Ley de las proporciones fijas (PROUST)
Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en proporciones de masas fijas
Hipótesis de DALTON
• Toda la materia está formada por átomos
• Los átomos de un elemento son iguales entre sí y distintos de los átomos de los demás elementos
• Los elementos se forman por la unión entre átomos iguales, y los compuestos, por la unión entre átomos distintos
• En las reacciones químicas, los átomos mantienen su individualidad
++
3 Cálculos con reacciones químicas3
Física y Química
4.º ESOLa ley de Gay-Lussac
Los resultados experimentales de Gay-Lussac contradicen las propuestas de Dalton
LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN
Avogadro interpretó la ley de los volúmenes de combinación introduciendo el concepto de molécula
Los volúmenes de dos gases reaccionantes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí relaciones numéricas sencillas
Propuesta de Dalton Medidas de Gay-Lussac
1 vol NO1 vol O1 vol N 1 vol N2 1 vol O2 2 vol NO
1 volumen de N2 3 volúmenes de H2 2 volúmenes de NH3
+
3 Cálculos con reacciones químicas4
Física y Química
4.º ESOLa hipótesis de Avogadro
La hipótesis de Avogadro elimina definitivamente el concepto de “átomos compuestos” de Dalton y establece que toda sustancia pura está formada por átomos individuales o moléculas poliatómicas
Las partículas de diferentes gases, tanto si son átomos individuales o combinación de átomos, a igual presón y temperatura, ocupan siempre el mismo volumen
• Los elementos gaseosos están constituidos por moléculas que pueden ser agregados de de dos o más átomos. Solo las partículas que constituyen los gases nobles son monoatómicas
• Volúmenes iguales de cualquier gas contienen el mismo número de moléculas
N moléculas de nitrógeno
3N moléculas de hidrógeno
2N moléculas de amoniaco
+
N2 3 H2 2 NH3
1 litro de N2 3 litros de H2 2 litros de NH3
3 Cálculos con reacciones químicas5
Física y Química
4.º ESOEl concepto de mol
Masa atómica La masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u)
1 átomo de nitrógeno (N)
602
Masa molecular La masa de una molécula medida igualmente en unidades de masa atómica
masa = 14 u
1 molécula de nitrógeno (N2) masa = 2 · 14 = 28 u
Para trabajar en laboratorio, se utiliza el mismo número que representa la masa molecular de una sustancia, pero en gramos. El número de moléculas que hay en esa cantidad es un MOL
200 000 000 000 000 000 000 = 6,022 · 1023 moléculas
Número de Avogadro (NA)
• Un mol es la cantidad de sustancia que contienen 6,022 · 1023 partículas consideradas (moléculas, átomos, iones, electrones, etc.). Son justamente los átomos de 12C existentes en 0,012 kg de 12C
• Un mol de cualquier elemento o compuesto equivale a su masa atómica o molecular expresada en gramos
3 Cálculos con reacciones químicas6
Física y Química
4.º ESOLa ecuación de los gases ideales
La presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T) de una masa fija de gas son variables relacionadas entre sí
BOYLE p V = constanteun gas a temperatura constante
CHARLES V/T = constanteun gas a presión constante
GAY-LUSSAC p/T = constanteun gas a volumen constante
LEY DE LOS GASES IDEALES
p V = n R T
p: presión (atm) V: volumen (litros)n: número de moles
T: temperatura absoluta (K = 273,15 + ºC)R (cte universal de los gases) = 0,082 (atm·L)/(K·mol)
3 Cálculos con reacciones químicas7
Física y Química
4.º ESOCondiciones normales de presión y temperatura. Volumen molar
CONDICIONES NORMALES (C.N.)
p = 1 atm T = 273,15 K
V =nRT
p 1 (mol) · 0,082 (atm·L/K·mol) · 273,15 K
1 atm= = 22,4 litros
Un mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa 22,4 litros
VOLUMEN MOLAR
3 Cálculos con reacciones químicas8
Física y Química
4.º ESOCálculos estequiométricos. Ajuste de ecuaciones
Las ecuaciones químicas permiten conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen
COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS
FÓRMULAS
indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado
señalan la proporción en que las sustancias han participado
C2H6 + O2 CO2 H2O+47 62
2 C2H6
+
7 O2 4 CO2 6 H2O
+
3 Cálculos con reacciones químicas9
Física y Química
4.º ESOCálculos estequiométricos. Relaciones 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 moléculas 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
Por ejemplo
3 Cálculos con reacciones químicas10
Física y Química
4.º ESOCálculos estequiométricos. Relaciones masa-masa
1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3
Conocida la masa de una de las sustancias reaccionantes, con la ecuación ajustada, se pueden calcular las masas del resto de sustancias
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
Por ejemplo
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos
3 Cálculos con reacciones químicas11
Física y Química
4.º ESOCálculos estequiométricos. Relaciones masa-volumen
2 moles de Fe 6 moles de HBr 2 moles de FeBr3
A partir de la masa de una de las sustancias reaccionantes y en unas condiciones dadas de presión y temperatura, se puede determinar el volumen de gas obtenido
Conociendo las masas atómicas (Fe = 55,85 u; H = 1,01 u y Br = 79,91 u), se determinan las masas moleculares: HBr = 80,92 u; H2 = 2,02 u; FeBr3 = 295,58 u
2 · 55,85 = 111,7 g Fe
6 · 80,92 = 485,52 g HBr
3 · 2,02 = 6,06 g H2
2 Fe (s) + 3 H2 (g)2 FeBr3 (aq)
Por ejemplo: se hace reaccionar 140 g de hierro con ácido bromhídrico según la reacción siguiente ¿Qué volumen de H2 (g) se recogerá medido a 20 ºC y 2 atm?
+6 HBr (aq)
3 moles de H2
2 · 295,58 = 591,16 g FeBr3
140 g Fe X
X = 3,76 moles de H2
111,7 g Fe
3 moles H2
=140 g Fe
X
3,76 moles · 0,082 (atm·L/K·mol) · (273 + 20) K
2 atmV =
nRTp = = 45,04 litros de H2
3 Cálculos con reacciones químicas12
Física y Química
4.º ESOCálculos estequiométricos. Relaciones volumen-volumen
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
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)
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
Conocido el volumen de uno de los gases que intervienen en la reacción, se puede calcular el volumen de los restantes gases
3 Cálculos con reacciones químicas13
Física y Química
4.º ESOCálculos con fórmulas. Composición en porcentaje
Utilizando el concepto de masa atómica y masa molecular, se puede calcular el porcentaje de cada elemento en el compuesto total
Según la ley de las proporciones definidas, “cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masa constante”
Por ejemplo: Calcula la composición en porcentaje del CaCl2 (masas atómicas: Ca = 40 u; Cl = 35,5 u)
Conocidas las masas atómicas, se determina la masa molecular:
% Ca =40 · 100
111= 36 %
% Cl =2 · 40 · 100
111= 64 %
CaCl2 = 40 + 2·35,5 = 111 u
3 Cálculos con reacciones químicas14
Física y Química
4.º ESOCálculos con fórmulas. Determinación de la fórmula de un hidrato
Cuando se calienta un hidrato, pierde el agua de cristalización y se convierte en sal anhidra o sal seca
Los hidratos son compuestos iónicos que han incorporado agua a su red cristalina
Por ejemplo: Se calientan 10 g del hidrato (Na2CO3 · n H2O) hasta obtener un residuo de 3,7 g de sal anhidra. Halla el número de moléculas de agua de hidratación(masas atómicas: Na = 23 u; C = 12 u; O = 16 u)
Masa molecular de la sal anhidra: Na2CO3 = 2 · 23 + 12 + 3 · 16 = 106 u
Masa molecular de la sal hidratada: (106 + 18 n) u
En (106 + 18 n) g de hidrato hay 106 g de sal seca
En 10 g de hidrato hay 3,7 g de sal seca
106 + 18 n106
=103,7
n = 10 (el hidrato es Na2CO3 · 10 H2O)
3 Cálculos con reacciones químicas15
Física y Química
4.º ESOCálculos con fórmulas. Determinación de fórmulas empíricas
La fórmula molecular es una combinación de símbolos y subíndices que indica el número de átomos realmente presentes en una molécula
Por ejemplo: Un compuesto tiene la siguiente composición en masa: 27,3 % de C y 72,7 % de O. Halla su fórmula empírica
Se siguen los siguientes pasos
Por tanto, la fórmula empírica del compuesto es CO2
La fórmula empírica es la expresión más sencilla que indica la relación numérica de cada átomo respecto a los demás
Masa atómica
Cantidades en 100 g masa atómica
gramosMoles = menor
molesRelación =
C (12)
O (16)
27,3 g
72,7 g
27,3 / 12 = 2,27 moles
72,7 / 16 = 4,54 moles
2,27 / 2,27 = 1
4,54 / 2,27 = 2
3 Cálculos con reacciones químicas16
Física y Química
4.º ESOExpresión de la concentración de las disoluciones
Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución
Relación entre la cantidad de soluto y de disolvente contenidos en una disolución
Porcentaje en masa
% masa =g soluto
g disoluciónx 100
Gramos por litro
Indica los gramos de soluto en 1 litro de disolución g/L =
gramos de soluto
litros de disolución
MolaridadIndica los moles de soluto
en 1 litro de disoluciónM =
moles de soluto
litros de disolución
A partir de la concentración en g/L se puede calcular la molaridad, y viceversa; pero para relacionar éstas con el porcentaje en masa, es necesario conocer la densidad de la disolución
d =masa de disolución
volumen de disolución
3 Cálculos con reacciones químicas17
Física y Química
4.º ESOCálculo con reactivos en disolución
Ejemplo: Se disuelven 100 g de sacarosa (C12H22O11) en un litro de agua, y resulta una disolución de densidad 1,12 g/cm3. Halla el porcentaje en masa, gramos por litro y molaridad. (Masa molecular sacarosa: 342 g/mol)
% masa =masa soluto
masa disoluciónx 100 =
100 g soluto
(100 + 1000) g disoluciónx 100 = 9,09 %
g/L =masa soluto
volumen disolución=
masa soluto
masa disolucióndensidad disolución
=100 g
1100 g1,12 g/cm3
= 101,8 g/L
M =moles soluto
volumen disolución= 0,295 moles/L=
masa soluto
masa disolucióndensidad disolución
masa molecular=
100 g
1100 g1,12 g/cm3
342 g/mol
Energía
3 Cálculos con reacciones químicas18
Física y Química
4.º ESOIntercambios energéticos en las reacciones químicas
El cambio de energía, ΔE, que tiene lugar durante una reacción química se expresa como
ΔE = ET (productos) – ET (reactivos)
• Si E > 0, la energía química de los productos es mayor que la de los reactivos y la reacción transcurre absorbiendo energía
• Si E < 0, la energía química de los productos es menor que la de los reactivos y la reacción transcurre desprendiendo energía
Energía
KClO3 + energía KCl + 3/2 O2 Mg + 1/2 O2 MgO + energía
Energía
3 Cálculos con reacciones químicas19
Física y Química
4.º ESOReacciones exotérmicas y endotérmicas
La energía química que interviene en una reacción se transfiere, casi siempre, como calor
Las reacciones exotérmicas son aquellas en las que se desprende energía mediante calor. Los reactivos tienen más energía que los productos
Las reacciones endotérmicas son aquellas en las que se absorbe energía mediante calor. Los reactivos tienen menos energía que los productos
Energía
3 Cálculos con reacciones químicas20
Física y Química
4.º ESOVelocidad de reacción. Factores que la modifican
La velocidad de una reacción química es el cambio que experimenta la cantidad de los reactivos o de los productos de la reacción en la unidad de tiempo
La mayoría de las reacciones incrementan su velocidad de reacción al aumentar la
concentración de los reactivos
La mayoría de las reacciones incrementan su velocidad de reacción
al elevar la temperatura
Los catalizadores incrementan (catálisis positiva) o disminuyen (catálisis negativa) la velocidad de una reacción, sin consumirse durante el proceso
La naturaleza de los reactivos influye en la velocidad de la reacción, en función de la rapidez o lentitud en
la ruptura de enlaces
El aumento del área superficial (pulverización) y la agitación aumentan la
velocidad de reacción, pues se incrementa el número de choques entre partículas
La luz puede aumentar la velocidad en determinadas reacciones
Cuando se produce una reacción entre gases, un aumento de presión produce una disminución de volumen, incrementando la
concentración y con ello, el número de choques y la velocidad