REACCIONES QUMICAS y DISOLUCIONES QUMICA 2 bachillerato 1

REACCIONES QUÍMICAS y DISOLUCIONES QUÍMICA 2º bachillerato 1

LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS: REACTIVOS ruptura de enlaces (transformación) PRODUCTOS formación de nuevos enlaces reagrupamiento Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: REACTIVOS PRODUCTOS En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos N 2 + 3 H 2 2 NH 3 2

Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en los dos miembros ECUACIÓN QUÍMICA Cu + 2 Ag+ Cu 2+ + 2 Ag permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS señalan la proporción en que las sustancias han participado indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado C 3 H 8 + 5 O 2 3 CO 2 + 4 H 2 O 3

INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O + 2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos 4

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles) Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2 CO + O 2 2 CO 2 2 moléculas de CO 1 molécula de O 2 20 moléculas de CO 10 molécula de O 2 20 moléculas de CO 2 6, 02 · 1023 moléculas de O 2 1 mol de O 2 2 · 6, 02 · 1023 moléculas de CO 2 2 moles de CO 2 2 · 6, 02 · 1023 moléculas de CO 2 moles de CO 2 moléculas de CO 2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos 5

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas) 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 N 2 + 3 H 2 2 NH 3 Conociendo las masas atómicas (H = 1, 01 u y N = 14, 01 u), se determinan las masas moleculares: H 2 = 2, 02 u; N 2 = 28, 02 u; NH 3 = 17, 04 u 1 mol de N 2 28, 02 g de N 2 3 moles de H 2 3 · 2, 02 = 6, 06 g de H 2 2 moles de NH 3 2 x 17, 04 = 34, 08 g de NH 3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos 6

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en volúmenes) 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 H 2 + O 2 1 mol de O 2 2 moles de H 2 2 · 22, 4 litros de H 2 22, 4 litros de O 2 2 H 2 O 2 moles de H 2 O 2 · 22, 4 litros de H 2 O + Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos 7

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. CÁLCULOS CON MASAS Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato? KCl. O 3 KCl 1 mol de KCl. O 3 1 mol de KCl 122, 45 g de KCl. O 3 3/2 O 2 + 74, 45 g de KCl 3/2 mol de O 2 48 g de O 2 X g de O 2 1000 g de KCl. O 3 122, 45 g de KCl. O 3 48 g O 2 = 1000 g de KCl. O 3 X g O 2 X = 1000 · 72 = 122, 45 8 587, 45 g de O 2

REACTIVOS CON IMPUREZAS Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las cantidades existentes de sustancia pura Ejemplo: Se hacen reaccionar 22, 75 g de Zn que contiene un 7, 25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H 2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn = 65, 38 2 HCl + Zn 100 g de muestra (100 – 7, 25) g de Zn = Zn. Cl 2 + H 2 22, 75 g X X = 21, 1 g de Zn Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H 2 65, 38 g de Zn 2 g de H 2 = 21, 1 g de Zn Y Y = 0, 645 g de H 2 9

CÁLCULOS EN REACCIONES SUCESIVAS En reacciones sucesivas, el producto de la 1ª puede ser el reactivo de la 2ª, estableciéndose las sucesivas proporciones estequiométricas, en las que el resultado de la 1ª es dato de la 2ª Ejemplo: ¿Qué cantidad de Ca. C 2 se gastará en producir el acetileno (C 2 H 2) necesario para obtener por combustión 10 litros de CO 2 en condiciones normales? La obtención de CO 2 Los moles de CO 2: 2 C 2 H 2 + 5 O 2 1 mol de CO 2 22, 4 litros = n n = 0, 44 moles de CO 2 10 litros n´ Los moles de C 2 H 2: 2 mol de C 2 H 2 = 4 mol de CO 2 0, 44 mol de CO 2 1 mol de Ca. C 2 1 mol de C 2 H 2 = n´ = 0, 22 moles de C 2 H 2 Ca. C 2 + 2 H 2 O La obtención de C 2 H 2 X 0, 22 mol de C 2 H 2 4 CO 2 + 2 H 2 O C 2 H 2 + Ca(OH)2 X = 0, 22 moles de Ca. C 2 10

ESTEQUIOMETRÍA VOLUMÉTRICA. Ley de los volúmenes de combinación Los volúmenes de gases que reaccionan entre sí, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en relación de números enteros sencillos Ley de Gay-Lussac Manteniendo constante la presión, todos los gases se dilatan igual con el aumento de temperatura (V 1/T 1 = V 2/T 2 ) Ley de Avogadro Ecuación de los gases ideales En condiciones iguales de presión y temperatura, p. V = n. RT volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de moléculas Ley de las presiones parciales En una mezcla de gases, cada uno ejerce una presión parcial (pi) igual a la que ejercería si ocupase el sólo el volumen total. Además, la presión parcial de cada gas es directamente proporcional a su fracción molar (pi = p. T ni/n. T). La presión total es la suma de las presiones parciales (p. T = p 1 + p 2 + p 3 + …) 11

Aplicando la ecuación de los gases perfectos se demuestra la relación entre presión parcial y fracción molar. P 1 V=n 1 RT Pt. V=nt. RT Para uno cualquiera de los gases de la mezcla Para la presión total de la mezcla Dividiendo uno entre otro queda; Fracción molar es P 1=x 1 Pt Ejemplo: Una mezcla de 17, 6 g de CO 2 4, 81 g de CH 4 y 5, 6 g de CO ejerce una presión sobre el recipiente que les contiene de 800 mm. Hg calcula la presión parcial del CH 4 en la mezcla Moles totales=0, 4+0, 3+0, 2=0, 9 Pmetano=0, 333. 800=266, 4 mm. Hg 12

CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE. Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas reactivo en exceso queda parte sin reaccionar reactivo limitante se consume completamente El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar Fe. S ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe + 1 mol de Fe 56 g de Fe 7 (g de Fe) 56 (g/mol) = X (g de S) 32 (g/mol) S Fe. S 1 mol de S 32 g de S X g de S 1 mol de Fe. S 88 g de Fe. S X = 32 · 7 56 reactivo limitante: = 4 g de S Fe reactivo en exceso: S 13

CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN. Relación entre la cantidad de soluto y de disolvente contenidos en una disolución Porcentaje en masa Molaridad Molalidad Normalidad Fracción molar Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución Indica los moles de soluto en 1 kg de disolvente Indica el nº de eq de soluto en 1 litro de disolución Relaciona los moles de un componente y los moles totales % masa = M = m = N = g soluto g disolución x 100 moles de soluto litros de disolución moles de soluto kg de disolvente eq de soluto litros de disolución Xi = 14 ni n. T

CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN. En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0, 1 M de Ag. NO 3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm 3 de Na 2 S 0, 1 M. (Masas moleculares: Ag. NO 3 = 169, 88 u; Na 2 S = 78 u) La reacción ajustada es: 2 Ag. NO 3 + Na 2 S Ag 2 S + 2 Na. NO 3 En 100 cm 3 de disolución 0, 1 M de Na 2 S hay: 0, 1 (L) x 0, 1 (mol/L) = 0, 01 moles de Na 2 S Por cada mol de Na 2 S que reacciona se necesitan 2 moles de Ag. NO 3: 1 (mol Na 2 S) 2 (mol Ag. NO 3) = 1 (mol Na 2 S) x x = 0, 02 moles de Ag. NO 3 La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0, 02 moles de Ag. NO 3 es: 0, 1 (mol) 0, 02 (mol) 1 (L) = y y = 0, 2 L = 200 cm 3 15

RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química 16