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