1. LEYES PONDERALES DE LOS CAMBIOS QUÍMICOS. LEYES PONDERALES DE LOS CAMBIOS QUÍMICOS. MAGNITUDES QUÍMICAS.

2. ESTEQUIOMETRÍA. CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS LEYES VOLUMÉTRICAS DE LOS CAMBIOS QUÍMICOS

• CINÉTICA QUÍMICA. VELOCIDAD DE REACCIÓN DE QUE DEPENDE LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN

• TERMOQUÍMICA. CAMBIOS QUÍMICOS Y ENERGÍA CALOR DE REACCION. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS ENERGÍA DE ACTIVACIÓN

6. REACCIONES ÁCIDO-BASE PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS ACIDAS Y BÁSICAS TEORÍA DE ARRHENIUS DE ACIDO Y BASE. NEUTRALIZACIÓN

Si doblamos, cortamos o arrugamos un papel, cambia de aspecto pero sigue siendo papel. Decimos que es un CAMBIO FÍSICOCAMBIO FÍSICO. Pero si lo quemamos, al final no queda papel: hay humo y cenizas. Es un CAMBIO QUÍMICOCAMBIO QUÍMICO.

En los CAMBIOS FÍSICOS, las sustancias mantienen su naturaleza y sus propiedades esenciales, es decir, siguen siendo las mismas sustancias.

•En los CAMBIOS QUÍMICOS, las sustancias iniciales se transforman en otras distintas, que tienen propiedades diferentes.

NITRÓGENO LÍQUIDO (sustancias que normalmente se encuentra en estado gaseoso. Para volverse líquido hay que

bajar la temperatura a -196º C) , este hierve vivamente al adquirir la temperatura

ambiente.

La OXIDACIÓN, en su sentido original, se refiere a la combinación de oxígeno con otra sustancia para

producir un compuesto llamado óxido. El hierro, en presencia de agua, reacciona con el oxígeno de la atmósfera formando un óxido de hierro hidratado,

conocido comúnmente como orín.

Fíjate en estos espeleólogos en el interior de una cueva. ¿Cómo consiguen iluminar el camino?

La mejor solución es aprovechar un curioso cambio químico conocido desde tiempos lejanos.

experimento que se produce en el casco de los espeleólogos

Las lámparas de los espeleólogos funcionan mediante una cambio químico que se produce

entre el carburo de calcio (CaC2) y el agua (H2O):Se vierte el agua sobre el carburo y se desprende un gas

llamado acetileno (C2H2). Si acercamos una llama o una chispa, el acetileno arderá

produciendo una llama brillante.

En todo este proceso ocurren varias reacciones químicas:

1) La producción de acetileno a partir de agua y carburo de calcio.

2) La combustión del acetileno para desprender luz.

Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias llamadas reactivos se

transforman en otras distintas llamadas productos.

Las reacciones químicas se representan con ecuaciones que contienen las fórmulas de los reactivos en el PRIMER MIEMBRO, y las fórmulas de los productos en el SEGUNDO, separados por una flecha que indica el

sentido en el que se produce la reacción.

Esta es la reacción de oxidación del pentano:

C5H12 + O2 → CO2 + H2O

En el primer miembro de esta ecuación tenemos 5 átomos de carbono, mientras que en el segundo solo 1. Asimismo, tenemos 12 átomos de

hidrógeno a la izquierda, y solo 2 a la derecha. Decimos que esta ecuación química no está ajustada.

C5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2OCOEFICIENTECOEFICIENTE

La combustión, uno de los grandes problemas de la química del siglo XVIII, despertó el interés de LAVOISIER porque éste trabajaba en un ensayo sobre la mejora de las técnicas del alumbrado público de París. Comprobó que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado en que ésta no avanzaba más. Si se pesaba el conjunto (metal, calcinado, aire, etc.) después del calentamiento, el resultado era igual al peso antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado peso al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Por tanto, LAVOISIER demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del misterioso flogisto, sino la ganancia de algo muy material: una parte de aire.

En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos

Ley de conservación de la masa

En un cambio químico, el número y la clase de átomos que intervienen se conserva; solo cambia las moléculas (la forma en que los átomos están unidos)

C5H12 + O2  →  CO2 + H2O

TIPO DE ÁTOMOSNÚMERO DE ATÓMOS

(REACTIVOS)NÚMERO DE ÁTOMOS

(PRODUCTOS)

C 5 1

H 12 2

O 2 3

ECUACIÓN NO AJUSTADA

a C5H12 + b O2  → c CO2 + d H2O

TIPO DE ÁTOMOS

NÚMERO DE ATÓMOS

(REACTIVOS)

NÚMERO DE ÁTOMOS

(PRODUCTOS)

C 5 a = 1 c

H 12 a = 2 d

O 2 b = 2c + 1d

a = 1

5 (1) = c ; 5 = c ; c = 5

12 (1) = 2 d ; 12 = 2 d ; 12/2 = d ; d =6 ; d = 6

2 b = 2 (5) + 1 (6) ; 2 b = 10 + 6 ; 2b = 16 ; b = 8

C5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2O

Joseph Louis Proust

•Cuando dos o más elementos químicos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen según una relación constante entre sus masas.

•Cuando un determinado compuesto se separa en sus elementos, las masas de éstos se encuentran en una relación constante que es independiente de cómo se haya preparado el compuesto, de si se ha obtenido en el laboratorio o de su procedencia.

Ley de las proporciones constantes

ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA

H 2 1u 2

O 1 16u 16

MASA MOLECULAR 18u

H2 O1 MOLÉCULA DE AGUA

ÁTOMO DE HIDRÓGENOMasa atómica = 1u.

ÁTOMO DE OXÍGENOMasa atómica = 16u.

La relación de masas entre el oxigeno y el hidrógeno es (16/2) 8/1.

Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre:

c)¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá?

•Si se descomponen 100 g de tr ióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre se obtendrán?

La relación de masas entre el oxigeno y el azufre es 12/8.

8g azufre 1g azufre------------ = ------------------

12g oxígeno xg oxígeno

( ) ×= =2

1 12

8

g gm O

g1,5g

8g azufre 1g azufre --------------- = ------------------------------- 20g trióxido xg trióxido de azufre

( )3

1 20

8

g gm SO

g

×= = 2,5g

La relación de masas entre el azufre y el trióxido es 8/20.

8g azufre xg azufre --------------- = ------------------------------- 20g trióxido 100g trióxido de azufre

La relación de masas entre el azufre y el trióxido es 8/20.

( ) 100 8

20

g gm S

g

×= = 40g

La unidad de masa atómica (u) es la masa del átomo de hidrógeno

= 1u

= 6u

ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA

H 2 1u 2

O 1 16u 16

MASA MOLECULAR 18u

H2 O

1 MOLÉCULA DE AGUA

MOL ES LA CANTIDAD DE SUSTANCIA DE UN SISTEMA QUE CONTIENE 6,022 x 10 23

partículas

1 mol = 6,022 x 10 23 partículas

ELEMENTO

QUÍMICO

MASA

ATÓMICA

MASA

(g)

NÚMERO DE ÁTOMOS

Argón (Ar) 40u 40g 6,022 x 10 23

Hidrógeno (H) 1u 1g 6,022 x 10 23

COMPUESTO

QUÍMICO

MASA

molecular

MASA

(g)

NÚMERO DE

ÁTOMOS

Agua (H2O) 18u 18g 6,022 x 10 23

Metano (CH4) 16u 16g 6,022 x 10 23 Lorenzo Romano Amedeo

Carlo Avogadro

NA = 6,022 x 10 23

seiscientos mil trillones = 600.0003000.0002000.0001000.000

1 MOL NÚMERO DE PARTÍCULAS MASA (g) VOLUMEN (L)Compuesto gaseoso en condiciones normales de temperatura y presión

metano (CH4) 6,022 x 10 23 16 22,4

1 MOL NÚMERO DE PARTÍCULAS MASA (g) VOLUMEN (L)Compuesto gaseoso en condiciones normales de temperatura y presión

agua (H2O) 6,022 x 10 23 18 -

MASA MOLAR ES LA MASA DE UN MOL DE SUSTANCIA

Masa molar del agua M = 18g/molMasa molar del metano M = 16g/mol

Calcula la cantidad de agua (H2O), en mol, que hay en 36g de esta sustancia. ¿Cuántas moléculas hay? ¿Cuántos

átomos de hidrógeno y oxígeno hay en dicha cantidad de sustancia?

Se calcula la masa molecular del agua

ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA

H 2 1u 2

O 1 16u 16

MASA MOLECULAR 18u

H2 O

Se calcula la masa molar

LA MASA MOLAR DE UNA SUSTANCIA ES LA MASA CORRESPONDIENTE A UN MOL DE SUSTANCIA Y COINCIDE CON SU MASA MOLECULAR EN

GRAMOS.

La masa molar del agua es de 18g/mol

Se calcula la cantidad de sustancia (nº de moles (n))

m (g)n (nº moles) = - - - - - - - - - - - - - - - - - M (g/mol)

36gn (nº moles) = - - - - - - - - - - - - - - - - - 18 g/mol

n (nº moles) = 2 moles

En 36g de agua hay 2 moles

Se calcula el número de moléculas de agua

1 MOL NÚMERO DE PARTÍCULAS MASA (g) VOLUMEN (L)

(GASES 0ºC y 1atm)

CUALQUIER

SUSTANCIA6,022 x 10 23

COINCIDE CON SU MASA MOLECULAR

22,4L

1mol H2O 2mol H2O

-- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - = - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

6,023 x1023 moléculas H2O x moléculas H2Ox = 1,20 x1024 moléculas H2O

En 36g de agua hay 1,20 x1024 moléculas H2O

Se calcula el número de átomos de hidrógeno y el número de átomos de oxígeno

H2 O

1 MOLÉCULA DE AGUA 1molécula H2O 1,20 x1024 moléculas H2O

-- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - = - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

2 átomos Hidrógeno x átomos Hidrógeno

x = 2,4 x1024 átomos Hidrógeno

1molécula H2O 1,20 x1024 moléculas H2O

-- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - = - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

1átomo Oxígeno x átomos Oxígeno

x = 1,2 x1024 átomos Oxígeno

Son las relaciones, en masa, en moles o en volumen, que se establecen entre las dist intas

sustancias en una reacción química, o entre los elementos de un compuesto

Permite conocer aspectos cualitat ivos (reactivos, productos, estado de la materia) y

aspectos cuantitat ivos (cantidades y proporciones en que se combinan cada

sustancia)

2 C4 H10 (g) + 13 O2 (g) 8 C02 + 10

H2O (l)

REACTIVOS PRODUCTOS

COMPUESTOS

QUÍMICOSButano y oxígeno molecular Dióxido de carbono y agua

ESTADO

FÍSICOAmbos reactivos son

gaseosos

El dióxido de carbono es gaseoso y el agua es una

sustancia líquida

Aspectos cualitat ivos

2 C4 H10 (g) + 13 O2 (g) 8 C02 + 10

H2O (l)

2 C4 H10 (g) + 13 O2 (g) 8 C02 + 10

H2O (l)

REACTIVOS PRODUCTOS

MOLÉCULAS2 moléculas de butano

13 moléculas de oxígeno molecular

8 moléculas de dióxido de carbono

10 moléculas de agua

Aspectos cuantitat ivos

Interpretación microscópica

REACTIVOS PRODUCTOS

MOLES2 moles de C4 H10

13 moles de O2

8 moles de C02

10 moles de H2O

MASA (gramos)

Nº moles x masa molecular

(2 x 58) 116g de C4 H10

(13 x 32) 416g es de O2

(8x 44) 352g de C02

(10x 18) 180g de H2O

Aspectos cuantitat ivos

Interpretación macroscópica

2 C4 H10 (g) + 13 O2 (g) 8 C02 + 10

H2O (l)

ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA

C 4 12u 48

H 10 1u 10

MASA MOLECULAR 58u

ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA

O 2 16u 32

MASA MOLECULAR 32u

ÁTOMO

NÚMERO

MASA ATÓMICA

Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA

C 1 12u 12

O 2 16u 32

MASA MOLECULAR 44u

ÁTOMO

NÚMERO

MASA ATÓMICA

Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA

H 2 1u 2

O 1 16u 16

MASA MOLECULAR 18u

Calcula los moles y gramos de oxígeno necesarios para quemar una bombona de 500g de butano

2 C4 H10 (g) + 13 O2 (g) 8 C02 + 10

H2O (l) REACTIVOS PRODUCTOS

MOLES2 moles de C4 H10

13 moles de O2

8 moles de C02

10 moles de H2O

MASA (gramos)

Nº moles x masa molecular

(2 x 58) 116g de C4 H10

(13 x 32) 416g es de O2

(8x 44) 352g de C02

(10x 18) 180g de H2O

1mol butano x mol butano--------------------- = ------------------------ 58g butano 500g butano

ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA

C 4 12u 48

H 10 1u 10

MASA MOLECULAR 58u x= 8,62 moles de butano (500g de butano)

2 moles butano 8,62 moles butano--------------------- = ------------------------13 moles O2 x moles O2

x= 56,03moles de O2

116g butano 500g butano --------------------- = ------------------ 416g O2 x gO2

x= 1793,1g O2

En una reacción química, los volúmenes de las sustancias

gaseosas que intervienen guardan entre sí una

proporción de números enteros y sencillos, si se

miden en las mismas condiciones de presión y

temperatura.Joseph-Louis Gay-Lussac

Ley de los volúmenes de combinación

Ley de Avogadro

Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de

presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas

1mol (6,022x1023 part ículas) de un gas en condiciones normales (0ºC y 1atm) ocupa un

volumen de 22,4L

El espacio ocupado por una cierta cantidad de

moléculas depende de la presión y de la

temperatura de este. La ley de Avogadro trata del espacio ocupado por las moléculas de diversos

gases, cuando la presión y la temperatura se

mantiene constante para todos ello.

Si la presión y la temperatura se mantienen constantes para toda una serie de diversos gases, cada una de las moléculas de gas ocupa el

mismo espacio que las otras. Una molécula de hidrogeno ocupa el mismo espacio que una molécula de oxigeno o de anhídrido carbónico siempre

que la presión y la temperatura sean las mismas para todos ellos

Para una persona que no sabia con seguridad si existían las moléculas, esta era una afirmación difícil de sostener. Su hipótesis fue el resultado

directo de la suposición de que existían moléculas, es decir, un agregado de unos

cuantos átomos. Los otros científicos de la época creían que la materia estaba constituida por

simples unidades separadas, llamadas átomos.La suposición de Avogadro acerca de las

moléculas tuvo origen en el conocimiento de los resultados inexplicables obtenidos por Gay

Lussac. Este había demostrado que cuando se quemaban completamente dos litros de

hidrogeno en un litro de oxigeno se formaban dos litros de vapor de agua, si durante el

experimento se mantenían a la misma temperatura. Los volúmenes de los gases

guardaban una relación sencilla entre si. De la misma manera se comportaban otros gases

reaccionantes y su productos gaseosos.Avogadro quería saber por que sucedía esto, y

comenzó a estudiar los resultados, para deducir de ellos alguna conclusión.

Su razonamiento puede ser captado mejor considerando la reacción en la

que el hidrogeno se quema en atmósfera de cloro, para dar acido clorhídrico. Si se quema un litro de

hidrogeno en un litro de cloro se forman dos litros de acido clorhídrico

gaseoso. Quizá un átomo de hidrogeno se combine con uno de cloro, para

formar una unidad del compuesto acido clorhídrico. Entonces, un volumen se combinara con un volumen. Esto no

esta de acuerdo con la evidencia experimental; pero explicaría los

resultados, si se admite que los átomos de hidrógenos y de cloro se encuentran agrupados dos a dos y que cada par de

átomos ocupa el mismo espacio .De esta manera, Avogadro descubrió el

concepto de molécula y formuló su hipótesis de que todas las moléculas de los diversos gases, bajo idénticas

condiciones de presión y temperatura, ocupan el mismo espacio

LEY DE LOS GASES IDEALES

A partir de las leyes de los gases se establece la Ecuación General que relaciona la cantidad de moles

con el volumen, la presión y la temperatura.

P x V = n x R x TBenoit Paul Émile Clapeyron

R = constante = 0,082 atm L / (K mol)P = PresiónV = Volumen n= MolesR = Constante universal de los gases ideales T = Temperatura absoluta

Cuando se quema gas metano, CH4, en presencia de oxígeno, se obtiene dióxido de carbono, CO2, y agua, H2O, en estado gaseoso. Si se han consumido 30L de CH4 (g), calcula los litros de CO2 (g) y de H2O (g) que se producirán y el volumen de O2 (g) necesario sabiendo que estos gases están a igual presión y temperatura.

Se escribe la ecuación química ajustada CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

Se anotan los volúmenes de cada gas, teniendo en cuenta sus

coeficientes. Se elige una unidad de volumen, por ejemplo 1L

1volumen + 2 volúmenes 1volumen + 2 volúmenes

1L + 2 L 1L + 2 L

Se establece la nueva proporción en volúmenes con el dato de

volumen de metano consumido.

1L METANO / 2L OXÍGENO = 30L METANO / XL OXÍGENO

X= 60L OXÍGENO

1L METANO / 1L DIÓXIDO = 30L METANO / XL DIÓXIDO

X= 30L DIÓXIDO

1L METANO / 2L AGUA = 30L METANO / XL AGUA

X= 60L AGUA

Se interpreta los resultados En la reacción de 30L de metano con 60L de oxígeno se han formado 30L de dióxido y 60L de agua.

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 H2 +1/2 O2 H2O Reacción química

que transcurre de forma muy rápidaReacción química

que transcurre muy lentamente

La velocidad de reacción es la cantidad de sustancia formada o transformada en la unidad de tiempo

Para haber un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia entren en contacto a través de colisiones.Eso sí, no todos los choques son iguales. Al choque que provoca la reacción se le llama choque eficaz y tiene que cumplir unos requisitos:

1.Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos.

2.Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.

LOS FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE

REACCIÓN SON AQUELLOS QUE

PERMITEN LE CONTACTO ENTRE LAS PARTÍCULAS REACCIONANTES

Y FACILITA N CHOQUES ENTRE

ELLAS.

Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la

que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de

colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por cada 10 °C de

aumento en la temperatura, la velocidad se duplica.

Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los

metemos en la nevera o en el congelador. Por el contrario, si

queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una

cazuela puesta al fuego.

Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta

enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita

el contacto entre los reactivos y, por tanto, la

colisión entre las partículas.

Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más

pequeños son los pedazos; y si está finamente

pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.

Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación: Muy alta, y entonces será muy lenta. Muy baja, y entonces será muy rápida. Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la oxidación de los metales, la oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata es muy lenta y la velocidad de la oxidación del hierro es

intermedia entre las dos anteriores.

En las siguientes reacciones se utilizan diferentes reductores para decolorar el permanganato de potasio. Observe cual de ellos los hace con mayor rapidez bajo

las mismas condiciones.

Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su

concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más

partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más

violento cuanto mayor es la concentración del ácido.

La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general, en la

forma:

v = k [A]? [B]?

donde ? y ? son coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes

estequiométricos de la reacción general antes considerada. La constante de velocidad k, depende

de la temperatura.

Los catalizadores son sustancias que facilitan la reacción modificando el

mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química; no varía su calor de

reacción.

Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es decir,

cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se

puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la

reacción.

Tres tubos de ensayos, se le agrega en cada unos de ellos las cantidades de

Na2C2O4, y H2SO4 y el catalizador señalado. A cada uno se le agrega KMnO4.