Transcript Presentación reacciones químicas

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Cálculos con reacciones químicas
Física y Química
4.º ESO
1 Reacciones químicas y ecuaciones químicas
REACCIÓN QUÍMICA: reorganización de átomos que hace que unas
sustancias pierdan su naturaleza original para convertirse en otras distintas
• Se deben romper los enlaces químicos
de las sustancias reaccionantes para
formarse otros nuevos
• 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
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2 Leyes ponderales. Hipótesis de Dalton
Ley de conservación de
la masa (LAVOISIER)
Ley de las proporciones
fijas (PROUST)
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
Cuando dos elementos se combinan
para
formar
un
compuesto
determinado, lo hacen siempre en
proporciones de masas fijas
Hipótesis de DALTON
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
• 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
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3 La ley de Gay-Lussac
LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN
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 N
+
1 vol O
1 vol NO
1 vol N2
1 vol O2
2 vol NO
Los resultados experimentales de Gay-Lussac contradicen las propuestas de Dalton
Avogadro interpretó la ley de los volúmenes de combinación introduciendo el concepto de molécula
+
1 volumen de N2
3 volúmenes de H2
2 volúmenes de NH3
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4 La hipótesis de Avogadro
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
+
N2
3 H2
2 NH3
N moléculas
de nitrógeno
3N moléculas
de hidrógeno
2N moléculas
de amoniaco
1 litro de N2
3 litros de H2
2 litros de NH3
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
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5 El concepto de mol
Masa atómica
Masa molecular
La masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u)
La masa de una molécula medida igualmente en unidades de masa atómica
1 átomo de nitrógeno (N)
1 molécula de nitrógeno (N2)
masa = 14 u
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
602 200 000 000 000 000 000 000 = 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
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6 La 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
un gas a temperatura constante
p V = constante
CHARLES
un gas a presión constante
V/T = constante
GAY-LUSSAC
un gas a volumen constante
p/T = constante
LEY DE LOS
GASES IDEALES
p: presión (atm)
pV=nRT
V: volumen (litros) T: temperatura absoluta (K = 273,15 + ºC)
n: número de moles
R (cte universal de los gases) = 0,082
(atm·L)/(K·mol)
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7 Condiciones normales de presión y temperatura. Volumen molar
CONDICIONES NORMALES (C.N.)
p = 1 atm
V=
T = 273,15 K
nRT
1 (mol) · 0,082 (atm·L/K·mol) · 273,15 K
=
= 22,4 litros
p
1 atm
Un mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa 22,4 litros
VOLUMEN MOLAR
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8 Cálculos 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
2 C2H6 + 7 O2
señalan la proporción en que las
sustancias han participado
4 CO2 + 6 H2O
+
+
2 C2H6
7 O2
4 CO2
6 H2O
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9 Cálculos 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
Por ejemplo
O2
2CO2
2 moléculas de CO
1 molécula de O2
2 moléculas de CO2
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
2CO
+
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
informan de la proporción entre moles de reactivos y productos
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10 Cálculos estequiométricos. Relaciones masa-masa
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
Por ejemplo
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
3 moles de H2
2 moles de NH3
28,02 g de N2
3 · 2,02 = 6,06 g de H2
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
Conocida la masa de una de las sustancias reaccionantes, con la
ecuación ajustada, se pueden calcular las masas del resto de sustancias
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11 Cálculos estequiométricos. Relaciones masa-volumen
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
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?
2 Fe (s)
+
6 HBr (aq)
2 FeBr3 (aq)
+
3 H2 (g)
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 moles de Fe
6 moles de HBr
2 · 55,85 =
111,7 g Fe
6 · 80,92 =
485,52 g HBr
2 moles de FeBr3
3 moles de H2
2 · 295,58 =
591,16 g FeBr3
3 · 2,02 =
6,06 g H2
140 g Fe
111,7 g Fe
3 moles H2
V=
X
=
140 g Fe
X
X = 3,76 moles de H2
nRT
3,76 moles · 0,082 (atm·L/K·mol) · (273 + 20) K
=
p
2 atm
= 45,04 litros de H2
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12 Cálculos estequiométricos. Relaciones volumen-volumen
Conocido el volumen de uno de los gases que intervienen en la
reacción, se puede calcular el volumen de los restantes gases
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
2 H2 (g)
+
O2 (g)
2 H2O (g)
2 moles de H2
1 mol de O2
2 moles de H2O
2 · 22,4 litros de H2
22,4 litros de O2
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
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13 Cálculos con fórmulas. Composición en porcentaje
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”
Utilizando el concepto de masa atómica y masa molecular, se puede calcular el porcentaje
de cada elemento en el compuesto total
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:
CaCl2 = 40 + 2·35,5 = 111 u
40 · 100
% Ca =
= 36 %
111
2 · 40 · 100
% Cl =
= 64 %
111
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14 Cálculos con fórmulas. Determinación de la fórmula de un hidrato
Los hidratos son compuestos iónicos que han incorporado agua a su red cristalina
Cuando se calienta un hidrato, pierde el agua de cristalización y se convierte en sal anhidra
o sal seca
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 n
10
=
106
3,7
n = 10 (el hidrato es Na2CO3 · 10 H2O)
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15 Cálculos 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
La fórmula empírica es la expresión más sencilla que indica
la relación numérica de cada átomo respecto a los demás
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
gramos
Masa
atómica
Cantidades
en 100 g
C (12)
27,3 g
27,3 / 12 = 2,27 moles
2,27 / 2,27 = 1
O (16)
72,7 g
72,7 / 16 = 4,54 moles
4,54 / 2,27 = 2
Moles =
masa atómica
Relación =
Por tanto, la fórmula empírica del compuesto es CO2
moles
menor
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16 Expresión de la concentración de las disoluciones
Relación entre la cantidad de soluto y de disolvente contenidos en una disolución
Porcentaje
en masa
Indica los gramos de soluto
en 100 gramos de disolución
Gramos
por litro
Indica los gramos de soluto
en 1 litro de disolución
g/L =
Molaridad
Indica los moles de soluto
en 1 litro de disolución
M =
% masa =
g soluto
g disolución
x 100
gramos de soluto
litros de disolución
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
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17 Cálculo 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 =
g/L =
M =
masa soluto
x 100 =
masa disolución
masa soluto
volumen disolución
moles soluto
volumen disolución
=
=
100 g soluto
(100 + 1000) g disolución
masa soluto
masa disolución
densidad disolución
masa soluto
masa molecular
masa disolución
densidad disolución
=
x 100 = 9,09 %
100 g
1100 g
1,12 g/cm3
= 101,8 g/L
100 g
=
342 g/mol
1100 g
1,12 g/cm3
= 0,295 moles/L
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18 Intercambios 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
• Si E < 0, la energía química de los
productos es mayor que la de los
reactivos y la reacción transcurre
absorbiendo energía
productos es menor que la de los
reactivos y la reacción transcurre
desprendiendo energía
KClO3 + energía
Energía
KCl + 3/2 O2
Mg + 1/2 O2
Energía
MgO + energía
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19 Reacciones 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
Energía
Las reacciones endotérmicas son
aquellas en las que se absorbe energía
mediante calor. Los reactivos tienen
menos energía que los productos
Energía
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20 Velocidad 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