DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA Química de Bachillerato JUAN GABRIEL PERILLA J LICENCIADO EN QUIMICA UPN

 Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes

Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...  Elemento: sustancia formada por átomos iguales

Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ... 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) Prof: J.Gabriel Perilla J.

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 Mezcla

Consta de dos o más sustancias físicamente unidas

 Mezcla heterogénea

Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un microscopio óptico Tienen una composición no uniforme La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria Ejemplos: el granito, la sangre, ...  Mezcla homogénea

Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un microscopio óptico Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio Prof. J. Gabriel Perilla J. Licenciado en Química

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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 Disolvente disolución Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Prof: J.Gabriel Perilla J.

Gas Líquido Líquido Líquido Sólido

Soluto

Ejemplo

Gas Gas Líquido Sólido Sólido

Aire Cava Vinagre Agua de mar Latón

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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

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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

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

Prof: J.Gabriel Perilla J.

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CONCENTRACION EN LAS SOLUCIONES Cantidad de soluto en una cantidad de solvente

Unidades físicas

• % masa-masa • ppm • % volumen-volumen • % masa-volumen

Unidades Químicas

• 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.

% en peso masa-masa

% en volumen o gramos (º)

% Gramos-litros (g/L)

Se expresa en Fracción molar (X)

Molaridad (M)

Molalidad (m)

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.

g de soluto % en masa  100 g de disolución

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

% en volumen 

volumen de soluto 100 volumen de disolución

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

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

M

moles de soluto litros de disolución

Ej: 3 M indica que hay 3 moles de soluto por cada litro de disolución. Molalidad m. Indica los moles de soluto existentes por kg de disolvente.

m

moles de soluto kg de disolvente

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

Fracción molar de un componente xi. Indica los moles de ese componente respecto a los moles totales. n x  ni i t Ej: xi = 0,25 indica que hay 0,25 moles de ese componente por cada mol de la disolución. Gramos-litros g/l. Indica los gramos de soluto que existe por litro de disolución.

g  gramos de soluto L litros de disolución Ej: 20 g/L indica que la disolución tiene 20 g de soluto por cada litro de disolución.

UNIDADES DE CONCENTRACCION MAS UTILIZADAS NOMBRE Porcentaje en masa

ABREVIATURA

UNIDAD

USOS

%m⁄m

g soluto/g solución x 100

Porcentaje en volumen

%v⁄v

ml soluto/ml de solución x100

Porcentaje masa/volumen

%m/v

g soluto/ml solución x 100

ppm Partes por millón

mg soluto/kg o litro de solución

Para describir cantidades de contaminante en alimentos, aguas, suelos o aire, para expresar dosis.

Molaridad

Moles de soluto/ litros de solución

En las reacciones que tiene lugar en soluciones, para controlar la cantidad de reactivó utilizado

Moles de soluto/kilogramo de solvente

En el calculo de las propiedades coligativas de las soluciones

Equivalentes gramo de soluto/litro de solución

Para expresar la concentración de ácidos, hidróxidos y sales.

Molalidad

Normalidad

M

m

N

En investigaciones científicas, en industria de alimentos y farmacia

LEYES PONDERALES  LAVOISIER: Ley de conservación de 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."  Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce

ningún cambio detectable en la masa  El fiel de la balanza, permanece en el mismo lugar, antes y después de la reacción

Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total 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 Prof: J.Gabriel Perilla J. de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

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"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".

 Ley de las

proporciones definidas

 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  Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos

en la misma proporción

+ 10,0 g Cu

5,06 g S

15,06 g CuS

+ 7,06 g S

10,0 g Cu

15,06 g CuS

2,00 g S

+ 20,0 g Cu Prof: J.Gabriel Perilla J.

5,06 g S

15,06 g CuS

10,0 g Cu

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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". Prof: J.Gabriel Perilla J.

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EXPLICACIÓN DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS SEGÚN DALTON  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 Átomos del elemento 1

Atomos del elemento 2

(a)

Mezcla de los elementos 1 y 2

(b)

Compuesto de los elementos 1 y 2

(c)

 Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se

encuentran en los compuestos ( c ) Prof: J.Gabriel Perilla J.

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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 HH

HH

+

OO

O H

H

+ 2 volúmenes de H2

1 volumen de O2

2 volúmenes de H2O gaseosa 18

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MOLÉCULAS DIATÓMICAS

H2

N2

O2

F2 Cl2 Br2

I2

Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente Prof: J.Gabriel Perilla J.

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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 Masa atómica es la doceava parte de la masa del carbono doce  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.

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 20 Prof: J.Gabriel Perilla J.

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR  Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la

molécula de una sustancia

Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas CO2

O

H2O

H

H2O2

O

CO

C

O

H

O H

C

O

H O

O2 O

O

O3

O O

O

 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

21 Prof: J.Gabriel Perilla J.

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.

Me.n E% = .100 M

Me=masa del elemento n=subíndice del elemento en la fórmula M=masa molecular o peso fórmula.

En el HCl queda: Prof: J.Gabriel Perilla J.

H

1 100  2,74 36,5

Cl 

35,5 100  97,26 36,5 22

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 Masa Masa Nº relativo de átomos Relación más sencilla Fórmula Elemento relativa del atómica (se divide la masa por m) (se divide por el menor) empírica elemento (M) 30,435 2,174 Nitrógeno 30,435 14 = 2,174 =1 14 2,174 NO2 69,565 4,348 Oxígeno 69,565 16 = 4,348 =2 16 2,174

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 Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3 Prof: J.Gabriel Perilla J.

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CONCEPTO DE MOL  Un mol de una sustancia es la cantidad de esa

sustancia que contiene 6,02 . 1023 de sus partículas representativas

En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (NA)  La masa de un mol será proporcional a la masa de 1 mol de cobre

sus partículas representativas Los átomos de Cu son más pesados que los de C

1 mol de carbono

 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 m (gra mos) Nº de moles = Masa molecular Prof: J.Gabriel Perilla J.

NA átomos de C

12 g

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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

Prof: J.Gabriel Perilla J.

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RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOL diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 (cada molécula tiene 2 átomos) un elemento  Molécula de ...

monoatómico: las del resto de elementos (cada molécula tiene 1 átomo)

un compuesto. Por ejemplo: Al2(SO4)3 

2 átomos de aluminio 3 átomos de azufre 12 átomos de oxígeno

 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 Al (SO ) hay . . . 2 4 3

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 26 Prof: J.Gabriel Perilla J.

EQUIVALENTE 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 · 55,85 g de Fe

6 g de H

=

1 eq de Fe

2 FeH3

1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe

1 eq de H

Para un elemento en general, se cumple que 1 eq =

Masa atómica valencia

*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. Prof: J.Gabriel Perilla J.

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Si el HClO3 actúa como ácido: HClO3

ClO3- + H+

Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl+5 + 6 e-

Cl-

1 eq = Pm/1

1 eq = Pm/6

En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos Equivalente=moles x valencia

2NaOH+H2SO4 2.1 2 eq de NaOH

1.2 2eq de H2SO4

El agua es a la vez ácido y base:

Na2SO4+2H2O 1.2 2eq de Na2SO4

H2O =H+ +OHVALENCIA 1.1=1

2.1 2 eq de H2 O

¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente! Prof: J.Gabriel Perilla J.

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GASES PERFECTOS. LEY DE BOYLE  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

1 atm 2 atm

P (atm) 12 10 8 6 4 2

1 litro 2 4 6 8 10 12

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V (l)

0,5 litros 29

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 600ºK

300ºK 

1 atm



2 atm

A volumen constante ( V1 = V2 ) se cumple que:

p1 p p  2   constante T T1 T2

Prof: J.Gabriel Perilla J.

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

Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución

% masa =

Molaridad

Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución

M =

Normalidad

Indica el nº de eq de soluto en 1 litro de disolución

Porcentaje en masa

N =

g soluto g disolución

x 100

moles de soluto litros de disolución

eq de soluto litros de disolución

NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA Prof: J.Gabriel Perilla J.

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LA ECUACIÓN QUÍMICA

 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

REACTIVOS

PRODUCTOS

 La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias

participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que destacamos: (s): si se trata de un sólido (g): si es un gas

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(l): si es un líquido (aq): para una sustancia disuelta en agua

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Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas

S i g n i f i c a d o

Símbolo +

Se usa para separar dos reactivos o dos productos

 ó 

Se usan para separar los reactivos de los productos

=   (s)



Símbolo alternativo a ó  Se usa en lugar de  en reacciones reversibles 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

( aq )

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

( l )

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) 33

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LEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS  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:

p.V  cons tan te n.T

siendo n el número de moles

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

Su valor es :

R  0,082

atm l 0 K mol

 La ley de los gases ideales puede escribirse así: .

.

.

p V= n R T Prof: J.Gabriel Perilla J.

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

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AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA  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 Ejemplo:

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

REACTIVOS

PRODUCTOS

H

Na

H O

+

Na

+ Na

H

H

O

• 2 átomos de sodio • 2 átomos de oxígeno • 4 átomos de hidrógeno Prof: J.Gabriel Perilla J.

H O

- + H

+ Na

-

H H

O

• 2 átomos de sodio • 2 átomos de oxígeno • 4 átomos de hidrógeno 35

 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

C

O

O

+ C

O

O

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 20 moléculas CO + 10 moléculas O2 2 . 6,02 . 1023 CO + 1 . 6,02 . 1023 O2 2 moles CO + 1 mol O2

   

2 moléculas CO2 20 moléculas CO2 2 . 6,02 . 1023 CO2 2 moles CO2

36 Prof: J.Gabriel Perilla J.

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 37 Prof: J.Gabriel Perilla J.

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS: REACTIVOS

ruptura de enlaces

PRODUCTOS

(transformación) formación de nuevos enlaces

reagrupamiento

Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: REACTIVOS

PRODUCTOS

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 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 Prof: J.Gabriel Perilla J.

N2 + 3H2

2NH3

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Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en los dos miembros

ECUACIÓN QUÍMICA

Cu2+ + 2Ag

permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS

FÓRMULAS

señalan la proporción en que las sustancias han participado

indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado

C 3H 8 Prof: J.Gabriel Perilla J.

Cu + 2Ag+

+ 5O

2

3 CO2+ 4 H2O 39

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.

2H2

+

O2

2H2O

+

2 moléculas de hidrógeno

1 molécula de oxígeno

2 moléculas de agua

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos 40 Prof: J.Gabriel Perilla J.

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.

2CO

+

O2

2CO2

2 moléculas de CO

1 molécula de O2

20 moléculas de CO

10 molécula de O2

20 moléculas de CO2

6,02 · 1023 moléculas de O2 1 mol de O2

2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2 2 moles de CO2

2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO 2 moles de CO

2 moléculas de CO2

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos 41 Prof: J.Gabriel Perilla J.

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

1 mol de N2 28,02 g de N2

3 moles de H2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2

2 moles de NH3 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos 42 Prof: J.Gabriel Perilla J.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMEN  Según Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones, el

mismo volumen. La ecuación para calcularlo es:

PV = 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 Prof: J.Gabriel Perilla J.

22,4 l CO2

2 x 22,4 l CO2 43

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en volúmenes) 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 2H2

+

O2 1 mol de O2

2 moles de H2 2 · 22,4 litros de H2

22,4 litros de O2

2H2O 2 moles de H2O

2 · 22,4 litros de H2O

+

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos Prof: J.Gabriel Perilla J.

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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.

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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS . CÁLCULOS CON MASAS 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

1 mol de KClO3

1 mol de KCl

122,45 g de KClO3

3/2 O2

+

74,45 g de KCl

3/2 mol de O2 48 g de O2 X g de O2

1000 g de KClO3 122,45 g de KClO3

48 g O2 Prof: J.Gabriel Perilla J.

1000 g de KClO3

=

X g O2

X =

1000 · 72

122,45

=

587,45 g de O2 46

REACTIVOS CON IMPUREZAS 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 2 HCl + Zn 100 g de muestra (100 – 7,25) g de Zn

=

ZnCl2 + H2 22,75 g X

X = 21,1 g de Zn

Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2 65,38 g de Zn 2 g de H2 Prof: J.Gabriel Perilla J.

=

21,1 g de Zn Y

Y = 0,645 g de H2 47

REACTIVO LIMITANTE En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente Antes de la reacción

2 moles de CO

2 moles de O2

0 moles de O2

Después de la reacción

0 moles de CO Prof: J.Gabriel Perilla J.

1 mol de O2

2 moles de O2 48

CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.

Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas

reactivo en exceso queda parte sin reaccionar

reactivo limitante se consume completamente

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

+

1 mol de Fe 56 g de Fe 7 g de Fe 7 (g de Fe)

X (g de S)

56 (g/mol)

32 (g/mol)

=

S 1 mol de S 32 g de S X g de S 32 · 7 X = 56

FeS 1 mol de FeS 88 g de FeS reactivo limitante:

= 4 g de S

Fe

reactivo en exceso: S 49

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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) La reacción ajustada es:

2AgNO3 + Na2S

Ag2S

+

2NaNO3

En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay: 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3: 1 (mol Na2S) 2 (mol AgNO3)

=

1 (mol Na2S) x

x = 0,02 moles de AgNO3

La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es: 0,1 (mol) 0,02 (mol) =

1 (L)J. Prof: J.Gabriel Perilla

y

y = 0,2 L = 200 cm3

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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. hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas

rendimiento =

masa obtenida masa teórica

x 100

El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química

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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 Prof: J.Gabriel Perilla J.

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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.

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

La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua Prof: J.Gabriel Perilla J.

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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

2 O3 DE < 0

CO4 + 2 H2O Transcurso de la reacción

Reacción exotérmica Caliente

Energía, U

Energía, U

CH4 + 2 O2

DE > 0 3 O2

Transcurso de la reacción

Reacción endotérmica Frío 54

Prof: J.Gabriel Perilla J.

 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

Enlaces rotos C

E1

E2 Productos Energía neta absorbida

Reactivos Transcurso de la reacción

3 O2 (g)  Prof: J.Gabriel Perilla J.

2 O3 (g)

Energía

Energía

Enlaces rotos E1 Energía neta desprendida

E2

O H Productos

Reactivos Transcurso de la reacción

CH4 + 2 O2

CO2 + 2 H2O 55