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Colegio San José – Hijas de María Auxiliadora C/ Emilio Ferrari, 87 - Madrid 28017 www.salesianassanjose.es Departamento de Ciencia y Tecnología

4º ESO – Ampliación de Física y Química

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TEMA 4. CÁLCULOS QUÍMICOS 0. Índice

1. Leyes fundamentales de las reacciones químicas............................................2

1.1. Leyes ponderales .............................................................................2 1.1.1. Ley de conservación de la masa o Ley de Lavoisier .................................2 1.1.2. Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust ..................................3 1.1.3. Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton..................................3 1.2. Leyes de volumen ............................................................................4 1.2.1. Ley de volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac ...........................4 1.2.2. Ley de número de moléculas de gas o Ley de Avogadro............................4

2. Concepto de peso atómico y molecular .......................................................5

2.1. Peso atómico..................................................................................5 2.2. Peso molecular ...............................................................................5

3. Concepto de mol. Número de Avogadro .......................................................5

3.1. El mol...........................................................................................5

4. Disoluciones.........................................................................................7

4.1. Concepto de concentración. Cálculo de la concentración............................7 4.1.1. Métodos masa-masa.......................................................................7 4.1.2. Métodos masa-volumen...................................................................9 4.1.3. Métodos volumen-volumen ............................................................ 10

5. Funcionamiento de las reacciones químicas ................................................ 12

5.1. Tipos de reacciones........................................................................ 12 5.1.1. Según la reorganización de átomos .................................................. 12 5.1.2. Según el mecanismo que desencadenan ............................................ 13 5.2. Velocidad de una reacción ............................................................... 16 5.3. Energía de una reacción .................................................................. 18

6. Gases ideales ..................................................................................... 20




TEMA 4. CÁLCULOS QUÍMICOS 1. Leyes fundamentales de las reacciones químicas Una reacción química es un proceso por el cual varias sustancias interaccionan para producir otras sustancias nuevas. En todas las reacciones químicas tienen lugar los siguientes procesos: 1º ruptura de los enlaces 2º interacción entre las sustancias 3º formación de enlaces nuevos Una reacción química se representa mediante una ecuación química que consta de 2 partes. En la primera parte de la reacción se escriben las sustancias reaccionantes (reactivos) y en la segunda parte de la reacción se escriben los productos de la reacción, separados por una flecha que indica la dirección de la reacción. Ejemplo:

H2 + S H2S

Cuando la reacción es reversible (no siempre lo es) en la ecuación se indica con dos flechas en ambos sentidos. REACTIVOS PRODUTOS El estado físico de las sustancias que intervienen en la reacción se indica mediante símbolos que se colocan detrás de cada sustancia.

(g) – gaseoso (l) – líquido (s) – sólido

(m) – metálico (aq) – disolución acuosa

Ejemplo: CaCO3(s) CO2(g) + CaO(s)

Ca(OH)2(s) + CO2(g) H2O(l) + CaCO3(s)

Las reacciones químicas se basan en las leyes estequiométricas que relacionan los pesos y volúmenes que hay entre reactivos y productos. Estas leyes se dividen en dos tipos:

1.1. Leyes ponderales 1.1.1. Ley de conservación de la masa o Ley de Lavoisier

La masa de las sustancias reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción. Ejemplo: 2H2 + O2 2H2O




Nos indica que la masa de los reactivos es siempre igual a la masa de los productos: Peso atómico del H = 1 u Peso atómico del O = 16 u

2H2 + O2 2H2O 2(2 · 1) + 2 · 16 = 2(2 · 1 + 16)

Estos números que se colocan delante de las moléculas se llaman coeficientes estequiométricos e indican en qué proporción intervienen las moléculas de reactivos y productos en una reacción química. Ejemplo: La ecuación química

KClO3 KCl + O2 Se ajusta de la siguiente manera

2KClO3 2KCl + 3O2

1.1.2. Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de pesos constante. Por ejemplo, en la formación del NaCl la relación entre la masa de Na y la masa de Cl, sea cual sea la cantidad que queramos formar de sal, será siempre la misma. Ejemplo: Peso atómico del Na = 23 u Peso atómico del Cl = 35,45 u 1 unidad de NaCl

5 unidades de NaCl

masaClmasaNa =

uu

45,3523 = 0,6488

masaClmasaNa =

uxux

45,355235 =

uu

25,177115 = 0,6488

Se observa que la relación entre la masa de Na y la masa de Cl es siempre 0,6488, independientemente de la cantidad de sal que formemos.

1.1.3. Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton Cuando se combinan dos elementos para formar más de un compuesto, se cumple que una cantidad en peso de una de ellas se une con cantidades variables del otro formando entre sí una relación de números enteros sencillos. Ejemplo: Peso molecular del N = 14 u Peso molecular del O = 16 u

Nitrógeno Oxígeno N2O 14 · 2 = 28 u 16 · 1

N + O 1,3,5 2 N2O3 14 · 2 = 28 u 16 · 3

N2O5 14 · 2 = 28 u 16 · 5




enomasaNitrógomasaOxígen = 1 ·

2816 = 3 ·

2816 = 5 ·

2816

1.2. Leyes de volumen

1.2.1. Ley de volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac Cuando dos o más volúmenes se combinan en una reacción, obedecen a relaciones de números enteros sencillos. Ejemplo: 2H2(g) + O2 (g) 2H2O(l) 2 volúmenes de hidrógeno se combinan con 1 de oxígeno para dar 2 volúmenes de agua

4H2(g) + 2O2 (g) 4H2O(l) 6H2(g) + 3O2 (g) 6H2O(l)

Relación de volúmenes = genovolumenOxí

rógenovolumenHid = 12

1.2.2. Ley de número de moléculas de gas o Ley de Avogadro

Dos volúmenes iguales de gases distintos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. Este número se conoce como número de Avogadro y su valor es 6,023·1023 y es también el número de moléculas que contiene un mol. Ejemplo: 1 litro de N2 contiene 6,023·1023 moléculas de nitrógeno 1 litro de O2 contiene 6,023·1023 moléculas de oxígeno 1 litro de H2 contiene 6,023·1023 moléculas de hidrógeno




2. Concepto de peso atómico y molecular

2.1. Peso atómico Se define como unidad de masa atómica o peso atómico a la doceava parte de la masa del isótopo del carbono 12, y se corresponde aproximadamente con la masa del protón que es 1,627·10-27 kg.

2.2. Peso molecular Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman una molécula. Ejemplo: molécula de agua Peso atómico del H = 1 u Peso atómico del O = 16 u Peso molecular del H2O = 1·2 + 16 = 18 u 3. Concepto de mol. Número de Avogadro

3.1. El mol Se define el mol como la cantidad de sustancia que es igual a la masa atómica o masa molecular de esa sustancia expresada en gramos. Ejemplo: H2O (agua)

1 mol H2O = 18 g 2 moles H2O = 36 g

S (azufre) 1 mol S = 32 g 2 moles S = 64 g

Distinguimos cuando trabajamos con átomos y cuando trabajamos con moléculas:

1 mol de átomos de H 1 mol de moléculas de H2 H = 1 g H2 = 2 g

Ejemplo: ¿Cuánto pesan 0,8 moles de ácido sulfúrico? Peso molecular H2SO4 = 98 u por lo tanto 1 mol H2SO4 pesa 98 g 1 mol H2SO4 98 g

0,8 moles x

x = mol

gmoles1

98·8,0 = 78,4 g

Ejemplo: ¿Cuántos moles hay en 250 g de ácido ortofosfórico? Peso molecular H3PO4 = 98 u por lo tanto 1 mol H3PO4 pesa 98 g 1 mol H3PO4 98 g

x 250 g

x = g

gmol98

250·1 = 2,55 moles

Un mol también se define como la cantidad de materia que contiene un número de partículas igual al número de Avogadro 6,023·1023 partículas. Así:




un mol de átomos son 6,023·1023 átomos

un mol de moléculas son 6,023·1023 moléculas Ejemplo: Peso molecular del agua H2O = 18 u 1 molécula de H2O pesa 18 u 1 mol de H2O pesa 18 g 1 mol de moléculas de H2O son 6,023·1023 moléculas 6,023·1023 moléculas H2O pesan 18 g Ejemplo: Peso atómico del sodio Na = 23 u 1 átomo de Na pesa 23 u 1 mol de Na pesa 23 g 1 mol de átomos de Na son 6,023·1023 átomos 6,023·1023 átomos de Na pesan 23 g Ejemplo: ¿Cuántos moles y cuántas moléculas hay en 100 g de agua? Peso molecular H2O = 18 u por lo tanto 1 mol H2O pesa 18 g 1 mol H2O 18 g

x 100 g x =

ggmol

18100·1 = 5,5 moles

En 100 gramos de agua hay 5,5 moles 1 mol H2O 6,023·1023 moléc

5,5 moles x

x=mol

moléculasmoles1

1023·023,6·5,5 =3,34·1024moléc

En 100 gramos de agua hay 3,34·1024 moléculas




4. Disoluciones Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí. Toda disolución está formada por un soluto que se disuelve en un medio dispersante llamado disolvente. Existen 3 tipos de disoluciones: - Sólidas: son aleaciones metálicas como el acero (aleación de hierro y carbono) o el

bronce (cobre y estaño). - Líquidas: por ejemplo una disolución de cloruro de sodio (NaCl) en agua (H2O) o una

disolución de etanol (C2H5OH) en agua (H2O). - Gaseosas: el ejemplo más cercano lo tenemos en la atmósfera , la cual es una mezcla

de diferentes gases en diferente proporción: oxígeno (O2), dióxido de carbono (CO2), nitrógeno (N2), hidrógeno (H2), monóxido de carbono (CO), etc.

4.1. Concepto de concentración. Cálculo de la concentración

Se dice que una disolución está diluida o saturada dependiendo de la cantidad de soluto y disolvente que la compongan. El soluto será la sustancia que esté en menor proporción en la disolución y el disolvente la que está en mayor proporción. - Cuando hay poco soluto se dice que la disolución está diluida. - A medida que aumenta la cantidad de soluto, se dice que aumenta la concentración

de la disolución. - Cuando un disolvente contiene la mayor concentración de soluto que puede disolver,

se dice que la disolución está saturada. - Una solución sobresaturada es aquella que contiene más soluto del que puede ser

disuelto en el disolvente. La concentración por lo tanto es la relación que existe entre la cantidad de soluto y de disolvente y se define como la masa o el volumen de soluto disuelto en una cantidad de disolvente o disolución. Para medir la concentración existen 3 métodos:

4.1.1. Métodos masa-masa a) Porcentaje en masa: es la masa en gramos de cada una de las sustancias que hay en

100 gramos de disolución. Se calcula:

100)(

)()%( xDisoluciónmasa

AmasaA

Donde: %(A) es el porcentaje en masa de la sustancia A masa(A) es la masa de la sustancia A masa(Disolución) es la masa total de la disolución (soluto+disolvente)

b) Fracción molar: es el número de moles de cada una de las sustancias dividido por el

número de moles de la disolución. Se calcula:




1)(

)()( Totaln

AnA

Donde: (A) es la fracción molar de la sustancia A n(A) es el número de moles de la sustancia A n(Total) es el número de moles totales de la disolución (soluto+disolvente)

La suma de la fracción molar del soluto más la fracción molar del disolvente es igual a 1. c) Molalidad (m): es el número de moles de soluto que hay en un kilogramo de

disolvente. Se calcula:

kgmoles

disolventemasasolutonm

)()(

Donde: n(soluto) moles de soluto masa(disolvente) masa de disolvente en kilogramos

Ejemplo: Tenemos una disolución formada por 684 gramos de azúcar (C12H22O11) y 900 gramos de agua (H2O). Calcula:

a) Porcentaje en masa del agua y el azúcar b) Fracción molar del agua y del azúcar c) Molalidad de la disolución

a) Para calcular el porcentaje en masa utilizamos 100)(

)()%( xDisoluciónmasa

AmasaA

%2,43100684900

684100)(

)()%(

xgg

gxDisoluciónmasa

azúcarmasaazúcar de azúcar

%8,56100684900

900100)(

)()%(

xgg

grxDisoluciónmasa

aguamasaagua de agua

La suma de ambos porcentajes es 100%, indicando que la disolución está formada exclusivamente por agua y azúcar. b) Para calcular la fracción molar primero necesitamos calcular el número de moles de agua y

azúcar que tenemos en la disolución. Peso molecular C12H22O11 = 342 u por lo tanto 1 mol C12H22O11 pesa 342 g 1 mol C12H22O11 342 g

x 684 g x =

ggmol

342684·1 = 2 moles de azúcar

Peso molecular H2O = 18 u por lo tanto 1 mol H2O pesa 18 g 1 mol H2O 18 g

x 900 g

x = g

gmol18

900·1 = 50 moles de agua




A continuación para calcular la fracción molar utilizamos )(

)()(Totaln

AnA

04,0502

2)(

)()(

molesmoles

molesaguaazúcarn

azúcarnazúcar

96,0502

50)(

)()(

molesmoles

molesaguaazúcarn

aguanagua

La suma de ambas fracciones molares es 1 (0,04+0,96 = 1) c) Para calcular la molalidad dividimos los moles de soluto entre los kilogramos de disolvente.

kgmoleskg

molesaguamasa

azúcarnm /2,29,0

2)(

)(

La disolución tiene una concentración de 2,2 moles/kg; también se dice que la disolución es 2,2 molal ó 2,2 m.

4.1.2. Métodos masa-volumen

a) Molaridad (M): la molaridad de una sustancia en una disolución es el número de

moles que hay de esa sustancia en un litro de disolución. Se calcula:

litromoles

DisoluciónlitrossolutonM

)()(

b) Gramos/litro: mide los gramos de soluto que hay por litro de disolución. Se calcula:

litrogramos

Disoluciónlitrossolutogramoslg

)()(/

Ejemplo: Determina la molaridad y los gramos/litro de una disolución obtenida tomando 2 gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH)2) y disolviéndolos en un volumen de 200 cm3 de agua. Datos: densidad del agua = 1 g/cm3; densidad de la disolución = 1,05 g/cm3. Con los datos de densidad que nos dan en el enunciado del problema, calculamos: La masa de disolvente (agua)

volumendensidadmasavolumen

masadensidad ·

masa (H2O) = 1g/cm3 · 200 cm3 = 200 g




El volumen de disolución (agua + hidróxido cálcico)

densidadmasavolumen

volumenmasadensidad

3

33 192/05,1

202/05,12002

)()()()( cm

cmgg

cmggg

DisolucióndensidaddisolventemasasolutomasaDisoluciónvolumen

volumen (Disolución) = 192 cm3 = 0,192 dm3 = 0,192 litros

A continuación, calculamos el número de moles que tenemos de hidróxido Peso molecular Ca(OH)2 = 74,08 u por lo tanto 1 mol Ca(OH)2 74,08 g 1 mol Ca(OH)2 74,08 g

x 2 g

x = ggmol

08,742·1 = 0,027 moles de hidróxido

Con estos datos, ya podemos calcular: La Molaridad

litromoleslitrosmoles

DisoluciónlitrossolutonM /14,0

192,0027,0

)()(

La disolución tiene una concentración de 0,1 moles/litro; también se dice que la disolución es 0,14 molar ó 0,14 M. La concentración en gramos/litro:

lglitros

gramosDisoluciónlitros

solutogramoslg /4,10192,0

2)(

)(/

La disolución tiene una concentración de 10,4 g/l.

4.1.3. Métodos volumen-volumen a) Porcentaje en volumen: es el volumen en mililitros de cada una de las sustancias

que hay en 100 ml de disolución. Se calcula:

100)(

)()%( xDisoluciónvolumen

AvolumenA

Ejemplo: En la etiqueta de una botella de 1 litro de whisky, aparece la siguiente anotación: 40% vol. ¿Qué volumen de etanol contendrá la botella?

40%(etanol) 100)(1)tan( x

Disoluciónlitroolevolumen




volumen(etanol) mllitroslitro 4004,0

1001%·40

En una botella de 1 litro de whisky 40% volumen, 400 ml son de etanol




5. Funcionamiento de las reacciones químicas Los procesos químicos, son aquellos procesos en los que la materia sufre transformaciones en su composición. Distinguimos entre: Transformaciones cualitativas (atendiendo a las sustancias y sus transformaciones), por ejemplo:

La formación del agua: 2H2 + O2 2H2O La descomposición del agua: 2H2O 2H2 + O2

Transformaciones cuantitativas (atendiendo a las cantidades de las sustancias y a las relaciones entre ellas), por ejemplo:

Dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para formar 2 moléculas de agua: 2H2 + O2 2H2O

Dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para formar 2 moles de agua: 2H2 + O2 2H2O

Cuatro gramos de hidrógeno reaccionan con 32 gramos de oxígeno para formar 36 gramos de agua: 4 g H2 + 32 g O2 36 g H2O

5.1. Tipos de reacciones

Todos estos procesos químicos vienen determinados por diferentes tipos de reacciones químicas que se clasifican en función de diversos criterios:

5.1.1. Según la reorganización de átomos Los átomos de las moléculas implicadas en la reacción se reorganizan dando productos diferentes de los reactivos. Distinguimos los siguientes tipos: a) Reacciones de síntesis: dos sustancias se combinan para formar una tercera

A + B C

Por ejemplo, la formación de la pirita (Sulfuro de hierro (II))

Fe (s) + S (s) FeS (s)

b) Reacciones de descomposición: una sustancia se descompone dando lugar a otras

más sencillas A B + C

Por ejemplo, la descomposición del carbonato cálcico

CaCO3 (s) CO2 (g) CaO (s)




c) Reacciones de sustitución o desplazamiento: un elemento más activo desplaza a

otro menos activo en un compuesto y lo sustituye formando un nuevo compuesto

A + BC AB + C

Por ejemplo, la sustitución del cobre por cinc en el sulfato cúprico

Zn(s) + CuSO4 (s) Cu (s) + ZnSO4 (s)

d) Reacciones de doble sustitución o doble desplazamiento: los átomos o iones de dos sustancias intercambian sus posiciones dando origen a nuevos compuestos

AB + CD AD + BC

Por ejemplo, la formación de la sal (cloruro de sodio)

NaOH (s) + HCl (l) NaCl (s) + H2O (l)

5.1.2. Según el mecanismo que desencadenan Cuando las moléculas reaccionan se producen diferentes fenómenos químicos. Podemos distinguir los siguientes:

a) Reacciones de precipitación: al mezclar dos disoluciones el resultado de la reacción

es la formación de un compuesto insoluble que precipita. Por ejemplo, el yoduro de potasio en disolución acuosa, reacciona con el nitrato de plomo (II) también en disolución acuosa. El resultado de la reacción es la formación de yoduro de plomo (II) que es sólido e insoluble en agua, por lo que precipita en la disolución de nitrato de potasio resultante.

2KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) PbI2 (s) + 2KNO3 (aq) b) Reacciones de oxidación-reducción: también son conocidas como reacciones redox.

Son reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre dos elementos químicos, uno que pierde electrones a favor de otro que los acepta:

El agente reductor es el reactivo que cede electrones, aumentando su estado de oxidación, es decir, se oxida. El agente oxidante es el reactivo que acepta electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, se reduce. Por ejemplo, en la reacción redox en la que el óxido de hierro (III) reacciona con el monóxido de carbono, se obtiene hierro y dióxido de carbono: +3 -2 +2 -2 0 +4 -2

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2




En esta reacción se da una transferencia de electrones entre el hierro y el carbono de la siguiente manera: El hierro pasa de estado de oxidación +3 a estado de oxidación 0, por lo que ha ganado electrones. El carbono pasa de estado de oxidación +2 a estado de oxidación +4, por lo que ha perdido electrones. Por lo tanto: +3 0

Fe Fe es decir que el hierro gana electrones y por lo tanto Fe2O3 es el agente oxidante Fe2O3 se reduce a Fe

+2 +4

C C es decir que el carbono pierde electrones y por lo tanto CO es el agente reductor CO se oxida a CO2

c) Reacciones ácido-base: también son conocidas como reacciones de neutralización. Son reacciones que se dan entre 2 especies químicas llamadas ácido y base.

Ácidos: son sustancias que en disolución acuosa producen iones hidrógeno H+ (cationes). Aquí están incluidos:

Los ácidos hidrácidos (por ejemplo HCl, H2S, etc.) Los oxoácidos (por ejemplo H2SO4, H2CO3, HClO3, etc.) Los ácidos carboxílicos (ácidos orgánicos como por ejemplo el ácido etanoico o ácido acético COOH-CH3)

Ejemplos:

H2SO4 (aq) 2H+ (aq) + (SO4)2- (aq)

HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq) Bases: son sustancias que en disolución acuosa producen iones hidróxido (OH)-

(aniones). Aquí están incluidos: Los hidróxidos (por ejemplo NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3, etc.) Algunos compuestos, que sin tener grupo OH se comportan como bases ya que en disolución acuosa producen iones OH- (por ejemplo NH3)

Ejemplos: NaOH (aq) Na+ (aq) + (OH)- (aq)

Ca(OH)2 (aq) Ca2+ (aq) + 2(OH)- (aq)

NH3 (aq) NH4 (aq) + (OH)- (aq)

Cuando un ácido reacciona con una base, se obtiene como producto una sal y agua, lo cual se conoce como reacción de neutralización:

Ácido + Base Sal + Agua




Ejemplo: HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l)

Ácido Base Sal Agua

En primer lugar ocurre la disociación de los iones:

HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq) y NaOH (aq) Na+ (aq) + (OH) – (aq) La sal se formará por interacción entre el anión procedente del ácido (Cl-) y el catión

procedente del hidróxido (Na+):

Cl- (aq) + Na+ (aq) NaCl (aq) El agua será producto de la combinación de los H+ procedentes del ácido y los (OH)-

procedentes de la base:

H+ (aq) + (OH) – (aq) H2O (l) ESCALA DE pH En el agua pura, las moléculas de agua se disocian según la reacción H2O H+ + OH– pero la presencia de éstos iones es tan escasa que apenas conduce la electricidad. En un litro de agua existen 10-7 moles de H+ y 10-7 moles de OH–.

La concentración (medida en Molaridad) de H+ en 1 litro de agua [H+] =

litromoles

110 7

10-7 M

La concentración (medida en Molaridad) de OH– en 1 litro de agua [OH–] =

litromoles

110 7

10-7 M

[H+] = [OH–] = 10-7 moles/litro = 10-7 M

Como la concentración H+ y OH– es la misma (o lo que es lo mismo, el número de moles de H+ es igual al número de moles de OH–) se dice que el agua es neutra (pH = 7). Si en una disolución aumenta la concentración de H+, el resultado será que la

disolución será más ácida. Si en una disolución aumenta la concentración de OH–, el resultado será que la

disolución será más básica. Esto es lo que mide la escala de pH: la acidez o basicidad de una disolución. El pH se calcula de la siguiente manera:

pH = -log [H+] y puede alcanzar valores desde el 0 (el pH más ácido) hasta 14 (el pH más básico).




Escala de pH:

Indicadores de pH: son sustancias generalmente de origen orgánico, que cambian de color dependiendo del pH de la disolución a la que se añaden. Por lo tanto se pueden utilizar para medir el pH. d) Reacciones de combustión: son reacciones entre el oxígeno y otra sustancia llamada

combustible en las que se desprende gran cantidad de energía en forma de luz y calor. La reacción de combustión más habitual, se realiza con aire, que es el que aporta el oxígeno. La ecuación de la reacción de combustión es:

Combustible + O2 CO2 + H2O + Energía

Por ejemplo, la combustión del carbón

C (s) + O2 (g) CO2 (g) + Energía Por ejemplo, la combustión del metano (gas natural)

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g) + Energía Para que la reacción de combustión tenga lugar, debe existir un desencadenante, como una llama o chispa eléctrica que aporte la energía de activación necesaria para que comience la reacción. Después continúa por sí sola.

5.2. Velocidad de una reacción Es la rapidez con la que desaparecen los reactivos o la rapidez con la que se forman los productos en el transcurso de una reacción. Es posible por lo tanto medir la variación en la concentración de reactivos y productos a lo largo del tiempo.




La concentración de productos aumenta a medida que transcurre el tiempo; mientras, la concentración de reactivos disminuye.

Para que una reacción tenga lugar, se tienen que romper los enlaces de los reactivos y se tienen que formar los enlaces de los productos: cuanto más fuertes sean los enlaces que se rompen y se forman, más tiempo tardará la reacción en ocurrir. Según esto, tendremos diferentes tipos de reacciones: instantáneas, rápidas, lentas o muy lentas. MECANISMOS DE REACCIÓN La mayor o menor velocidad de una reacción, se explica con los diferentes pasos o etapas elementales por los que tienen que pasar los reactivos para convertirse en productos; al conjunto de estas etapas elementales se le conoce como mecanismos de reacción. Por ejemplo, en la reacción global H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g) podemos extraer dos etapas fundamentales: 1ª etapa: las moléculas reaccionantes chocan y si tienen la energía suficiente forman un compuesto intermedio llamado complejo activado:

H2 (g) + Cl2 (g) H2Cl2 (Complejo activado)

Si la reacción no tiene la energía suficiente, o no se forma el complejo activado o , si se forma, se deshace y se retorna a los reactivos iniciales. Si la energía de la reacción es suficiente, se pasa a la formación de los productos finales de la reacción.

Esta energía mínima necesaria para que la reacción tenga lugar, se llama energía de activación. 2ª etapa: el complejo activado se deshace para dar lugar al producto final de la reacción.

H2Cl2 2HCl




5.3. Energía de una reacción En las reacciones químicas, ocurre siempre un intercambio de energía entre las sustancias reaccionantes y el medio en el que se encuentran. Definimos energía o calor de reacción, como la energía intercambiada en el transcurso de una reacción. Siempre que ocurra una reacción química, se absorberá o desprenderá energía. En general:

La ruptura de enlaces de los reactivos, absorbe energía La formación de enlaces de los productos, libera energía.

En función de esto, definimos 2 tipos de reacciones:

Cuando se libera energía, se dice que la reacción es exotérmica. En ellas la energía absorbida en la ruptura de enlaces es menor que la energía liberada en la formación de nuevos enlaces.

A + B C + D + Energía

Ejemplo:

C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (g) + Energía Esta reacción libera 2.218 kJ por cada mol de propano que se quema.

Cuando se absorbe energía se dice que la reacción es endotérmica. En ellas la energía absorbida en la ruptura de enlaces es mayor que la energía liberada en la formación de nuevos enlaces.

A + B + Energía C + D

Ejemplo:

2KClO3 (s) + Energía 2KCl (s) + 3O2 (g)

En esta reacción se necesitan 89,7 kJ por cada mol de clorato que se descomponen

Para medir la cantidad de energía en una reacción tenemos que referirla a una unidad de masa que será el mol. Así la energía de una reacción se medirá en kJ/mol. ENTALPÍA La mayoría de las reacciones van a tener lugar a presión constante. En estas condiciones la energía absorbida o liberada en una reacción es una magnitud llamada entalpía que se representa como H. La variación de entalpía de una reacción (H) será la diferencia de entalpía de los productos menos la entalpía de los reactivos:

(H) = Hproductos - Hreactivos

En una reacción exotérmica: Hproductos < Hreactivos y por lo tanto H < 0, es decir que el incremento de entalpía es negativa.




En una reacción endotérmica: Hproductos > Hreactivos y por lo tanto H > 0, es decir que el incremento de entalpía es positiva.

LEY DE HESS En cualquier reacción química, el intercambio de energía sólo depende del estado final e inicial y es independiente de las etapas intermedias. Ejemplo: Formación del dióxido de carbono

1. Reacción global: C + O2 CO2 (H = - 94,05 kcal/mol)

2. Reacción global fraccionada en sus etapas intermedias:

1ª etapa: 2C + O2 2CO (H = - 26,42 kcal/mol) 2ª etapa: 2CO + O2 CO2 (H = - 67,63 kcal/mol) ------------------------------

Reacción global: (H = - 94,05 kcal/mol)




6. Gases ideales El volumen de cualquier sustancia va a depender del número de moles (n), de la presión (P) y de la temperatura (T).

V (n, T, P) Función de estado

PARA SUSTANCIAS GASEOSAS:

a) Caso 1: se mantiene constante el número de moles (n) y temperatura (T) y se varía la presión (P). Los gases son sustancias compresibles y por lo tanto al aumentar la presión, disminuye el volumen. Experimentalmente se observa:

Ley de Boyle-Mariotte: el volumen ocupado por una determinada masa gaseosa es inversamente proporcional a la presión a la que se somete el gas si se mantiene a temperatura constante.

P · V = 2P ·2V = 3P ·

3V = constante

P1 · V1 = P2 · V2

P · V = constante

b) Caso 2: se mantiene constante el número de moles (n) y la presión (P) y se varía la temperatura (T). En los gases se observa que al aumentar la temperatura de un gas, el volumen del mismo aumenta. Experimentalmente se observa:




Ley de Charles y Gay-Lussac: a presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

TV

TV

22 constante

2

2

1

1

TV

TV

TV constante

c) Caso 3: se mantiene constante la presión (P) y la temperatura (T) y variamos la

masa del gas (n). En un gas, se observa que a presión y temperatura constantes, si se aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen y si disminuye la cantidad del gas, disminuye el volumen. Experimentalmente se observa:

Ley de Avogadro: a presión y temperatura constante el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo.

nV

nV

22 constante

2

2

1

1

nV

nV

nV constante

ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES Existe una expresión que relaciona estas tres demostraciones experimentales y que se conoce como ecuación de los gases ideales:

P · V = R · T · n




donde R es la constante universal de los gases ideales y su valor en condiciones normales es:

P · V = R · T · n

R = TnVP·· 0,082

Kmollitroatm·º·

Y en unidades del sistema internacional:

1 atm = 1,013 · 105 Pa 1 litro = 1 · 10-3 m3

R = TnVP·· 0,082

Kmol·ºm 1·10 · Pa 1,013·10 3-35

= 8,31Kmol

mPa·º· 3

Condiciones normales: cuando hablamos de condiciones normales están referidas a unas condiciones de presión y temperatura determinadas: Condiciones normales de Presión = 1 atm = 1,013 · 105 Pa Condiciones normales de Temperatura = 0ºC = 273ºK Si a estas condiciones le aplicamos la ley de los gases ideales, podemos calcular el volumen de cualquier gas en condiciones normales:

P · V = R · T · n

35

3

02242,010

·º·31,8·º273·1·· m

PaKmol

mPaKmol

PRTnV 22,42 dm3 22,42 litros

Ejemplo: Un gas a 20ºC y 105 Pa ocupa 3 litros. Calcula el volumen que ocupará a 273ºK y 1 atm.

P = 105 Pa = 0,98 atm V = 3 litros T = 20 ºC = 293 ºK

P · V = R · T · n

0,98 atm · 3 l = 0,082 KKmollatm º293·

·º· · n

n = moles

KmollatmK

latm 12,0

·º·082,0·º293

3·98,0

T = 273 ºK P = 1 atm V= ?

P · V = R · T · n

1 atm · V = 0,082 KKmollatm º273·

·º· · 0,12 moles

V = 2,76 litros

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