Cálculos con reacciones químicas

1. REACTIVOS PRODUCTOS 3 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

2. 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 químicas Física y Química 4.º ESO 2 Leyes ponderales. Hipótesis de Dalton Ley de las proporciones fijas (PROUST) 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 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. + + + 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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

4. N2 3 H2 2 NH3 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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 + 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

5. 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 5 El concepto de mol Masa atómica La masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u) Masa molecular La masa de una molécula medida igualmente en unidades de masa atómica 1 átomo de nitrógeno (N) 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 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

6. La presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T) de una masa fija de gas son variables relacionadas entre sí 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 6 La ecuación de los gases ideales un gas a temperatura constante BOYLE p V = constante un gas a presión constante CHARLES V/T = constante un gas a volumen constante GAY-LUSSAC p/T = constante LEY DE LOS GASES IDEALES p V = n R T p: presión (atm) 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)

7. CONDICIONES NORMALES (C.N.) nRT 1 (mol) · 0,082 (atm·L/K·mol) · 273,15 K p 1 atm Un mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa 22,4 litros 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 7 Condiciones normales de presión y temperatura. Volumen molar p = 1 atm T = 273,15 K V = = = 22,4 litros VOLUMEN MOLAR

8. Las ecuaciones químicas permiten conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS 2 C2H6 7 O2 4 CO2 6 H2O 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 8 Cálculos estequiométricos. Ajuste de ecuaciones indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado señalan la proporción en que las sustancias han participado 2 C2H6 + O2 7 4 CO2 + 6 H2O + +

9. O2 2CO + 2CO2 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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 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 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

10. N2 3H2 2NH3 + 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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 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

11. 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) 111,7 g Fe 140 g Fe = 3 moles H2 X nRT 3,76 moles · 0,082 (atm·L/K·mol) · (273 + 20) K V = = p 2 atm 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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 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 moles de FeBr3 3 moles de H2 2 · 55,85 = 111,7 g Fe 6 · 80,92 = 485,52 g HBr 2 · 295,58 = 591,16 g FeBr3 3 · 2,02 = 6,06 g H2 140 g Fe X X= 3,76 moles de H2 = 45,04 litros de H2

12. 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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 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

13. Por ejemplo: Calcula la composición en porcentaje del CaCl2 (masas atómicas: Ca = 40 u; Cl = 35,5 u) CaCl2 = 40 + 2·35,5 = 111 u 40 · 100 % Ca = = 36 % 111 2 · 40 · 100 % Cl = = 64 % 111 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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 Conocidas las masas atómicas, se determina la masa molecular:

14. Na2CO3 = 2 · 23 + 12 + 3 · 16 = 106 u (106 + 18 n) u En (106 + 18 n) g de hidrato hay 106 g de sal seca 106 + 18 n 10 = 106 3,7 En 10 g de hidrato hay 3,7 g de sal seca n = 10 (el hidrato es Na2CO3 · 10 H2O) 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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: Masa molecular de la sal hidratada:

15. gramos moles Moles = Relación = menor masa atómica 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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 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 Por tanto, la fórmula empírica del compuesto es CO2

16. Relación entre la cantidad de soluto y de disolvente contenidos en una disolución g soluto Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución Porcentaje en masa % masa = x 100 g disolución gramos de soluto Gramos por litro Indica los gramos de soluto en 1 litro de disolución g/L = litros de disolución moles de soluto Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución Molaridad M = 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 masa de disolución d = volumen de disolución 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 16 Expresión de la concentración de las disoluciones

17. masa soluto 100 g soluto x 100 % masa = = x 100 masa disolución (100 + 1000) g disolución 100 g moles soluto masa soluto masa soluto M = g/L = = = volumen disolución volumen disolución masa disolución 1100 g densidad disolución 1,12 g/cm3 100 g masa soluto masa molecular 342 g/mol = = masa disolución 1100 g densidad disolución 1,12 g/cm3 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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) = 9,09 % = 101,8 g/L = 0,295 moles/L

18. KClO3 + energía KCl + 3/2 O2 Mg + 1/2 O2MgO + energía Energía Energía 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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 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

19. Energía Energía 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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 Las reacciones endotérmicas son aquellas en las que se absorbe energía mediante calor. Los reactivos tienen menos energía que los productos

20. 3 Cálculos con reacciones químicas Física y Química 4.º ESO 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