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3 Cálculos con reacciones químicas 1 Física y Química 4.º ESO Reacciones químicas y ecuaciones químicas Se deben romper los enlaces químicos de las sustancias.

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1 3 Cálculos con reacciones químicas 1 Física y Química 4.º ESO Reacciones 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

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 2 Física y Química 4.º ESO Leyes 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 + + 3 Cálculos con reacciones químicas 3 Física y Química 4.º ESO La 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 DaltonMedidas de Gay-Lussac 1 vol NO1 vol O1 vol N1 vol N 2 1 vol O 2 2 vol NO 1 volumen de N 2 3 volúmenes de H 2 2 volúmenes de NH 3 +

4 3 Cálculos con reacciones químicas 4 Física y Química 4.º ESO La 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 + N2N2 3 H 2 2 NH 3 1 litro de N 2 3 litros de H 2 2 litros de NH 3

5 3 Cálculos con reacciones químicas 5 Física y Química 4.º ESO El concepto de mol Masa atómicaLa masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u) 1 átomo de nitrógeno (N) 602 Masa molecularLa masa de una molécula medida igualmente en unidades de masa atómica masa = 14 u 1 molécula de nitrógeno (N 2 )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 =6,022 · moléculas Número de Avogadro (N A ) Un mol es la cantidad de sustancia que contienen 6,022 · partículas consideradas (moléculas, átomos, iones, electrones, etc.). Son justamente los átomos de 12 C existentes en 0,012 kg de 12 C Un mol de cualquier elemento o compuesto equivale a su masa atómica o molecular expresada en gramos

6 3 Cálculos con reacciones químicas 6 Física y Química 4.º ESO La 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 = constante un gas a temperatura constante CHARLES V/T = constante un gas a presión constante GAY-LUSSAC p/T = constante un 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)

7 3 Cálculos con reacciones químicas 7 Física y Química 4.º ESO Condiciones 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

8 3 Cálculos con reacciones químicas 8 Física y Química 4.º ESO Cálculos 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 C2H6C2H6 +O2O2 CO 2 H2OH2O C 2 H O 2 4 CO 2 6 H 2 O +

9 3 Cálculos con reacciones químicas 9 Física y Química 4.º ESO 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 2 moléculas de CO1 molécula de O 2 2 moléculas de CO 2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos 2CO+ O2O2 2CO 2 20 moléculas de CO10 moléculas de O 2 20 moléculas de CO 2 2 · 6,02 · moléculas de CO 6,02 · moléculas de O 2 2 · 6,02 · moléculas de CO 2 2 moles de CO1 mol de O 2 2 moles de CO 2 Por ejemplo

10 3 Cálculos con reacciones químicas 10 Física y Química 4.º ESO Cálculos estequiométricos. Relaciones masa-masa 1 mol de N 2 3 moles de H 2 2 moles de NH 3 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 N2N2 + 3H23H2 2NH 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 28,02 g de N 2 3 · 2,02 = 6,06 g de H 2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH 3 Por ejemplo Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

11 3 Cálculos con reacciones químicas 11 Física y Química 4.º ESO Cálculos estequiométricos. Relaciones masa-volumen 2 moles de Fe6 moles de HBr2 moles de FeBr 3 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; H 2 = 2,02 u; FeBr 3 = 295,58 u 2 · 55,85 = 111,7 g Fe 6 · 80,92 = 485,52 g HBr 3 · 2,02 = 6,06 g H 2 2 Fe (s)+3 H 2 (g)2 FeBr 3 (aq) Por ejemplo: se hace reaccionar 140 g de hierro con ácido bromhídrico según la reacción siguiente ¿Qué volumen de H 2 (g) se recogerá medido a 20 ºC y 2 atm? +6 HBr (aq) 3 moles de H 2 2 · 295,58 = 591,16 g FeBr g FeX X = 3,76 moles de H 2 111,7 g Fe 3 moles H 2 = 140 g Fe X 3,76 moles · 0,082 (atm·L/K·mol) · ( ) K 2 atm V = nRT p = = 45,04 litros de H 2

12 3 Cálculos con reacciones químicas 12 Física y Química 4.º ESO Cálculos 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 H 2 (g)+O 2 (g)2 H 2 O (g) 1 mol de O 2 2 moles de H 2 O2 moles de H 2 22,4 litros de O 2 2 · 22,4 litros de H 2 O2 · 22,4 litros de H 2 Conocido el volumen de uno de los gases que intervienen en la reacción, se puede calcular el volumen de los restantes gases

13 3 Cálculos con reacciones químicas 13 Física y Química 4.º ESO Cálculos 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 CaCl 2 (masas atómicas: Ca = 40 u; Cl = 35,5 u) Conocidas las masas atómicas, se determina la masa molecular: % Ca = 40 · = 36 % % Cl = 2 · 40 · = 64 % CaCl 2 = ·35,5 = 111 u

14 3 Cálculos con reacciones químicas 14 Física y Química 4.º ESO Cálculos 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 (Na 2 CO 3 · n H 2 O) 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:Na 2 CO 3 = 2 · · 16 = 106 u Masa molecular de la sal hidratada:( n) u En ( n) g de hidrato hay 106 g de sal seca En 10 g de hidrato hay 3,7 g de sal seca n 106 = 10 3,7 n = 10 (el hidrato es Na 2 CO 3 · 10 H 2 O)

15 3 Cálculos con reacciones químicas 15 Física y Química 4.º ESO 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 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 CO 2 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 gramos Moles = menor moles Relación = 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

16 3 Cálculos con reacciones químicas 16 Física y Química 4.º ESO Expresión 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 disolución x 100 Gramos por litro Indica los gramos de soluto en 1 litro de disolución g/L = gramos de soluto litros de disolución Molaridad Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución M = 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

17 3 Cálculos con reacciones químicas 17 Física y Química 4.º ESO Cálculo con reactivos en disolución Ejemplo: Se disuelven 100 g de sacarosa (C 12 H 22 O 11 ) en un litro de agua, y resulta una disolución de densidad 1,12 g/cm 3. Halla el porcentaje en masa, gramos por litro y molaridad. (Masa molecular sacarosa: 342 g/mol) % masa = masa soluto masa disolución x 100 = 100 g soluto ( ) g disolución x 100 = 9,09 % g/L = masa soluto volumen disolución = masa soluto masa disolución densidad disolución = 100 g 1100 g 1,12 g/cm 3 = 101,8 g/L M = moles soluto volumen disolución = 0,295 moles/L = masa soluto masa disolución densidad disolución masa molecular = 100 g 1100 g 1,12 g/cm g/mol

18 Energía 3 Cálculos con reacciones químicas 18 Física y Química 4.º ESO Intercambios energéticos en las reacciones químicas El cambio de energía, ΔE, que tiene lugar durante una reacción química se expresa como ΔE = E T (productos) – E T (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 KClO 3 + energía KCl + 3/2 O 2 Mg + 1/2 O 2 MgO + energía

19 Energía 3 Cálculos con reacciones químicas 19 Física y Química 4.º ESO 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 Energía

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


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