Reacciones Quimicas y Estequiometriapresentation Transcript
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REACCIONES QUIMICAS Y ESTEQUIOMETRIAPresentation Transcript
1. 4.1 Clasificacion de las reacciones. 4.2 Balanceo de reacciones
quimicas. 4.3 Leyes estequiometricas.4.4 Cálculos estequiometricos:
relacion peso-peso, relacion peso-volumen.
2. Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es
todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias
(llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se
transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en
otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser
elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la
formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del
aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al
colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un
ejemplo de reacción inducida. A la representación simbólica de las
reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos
obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las
condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante,
tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos
pueden variar según cambien las condiciones, determinadas
cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química.
Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen
el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la
masa total.
3. Estequiometría, del griego στοιχέιον (stequíon; los dígrafos
helénicos οι y ει son equivalentes a la letra e): elemento, y μέτρον
(metron): medida, es el estudio cuantitativo de los reactivos y de los
productos resultantes de las reacciones químicas. Las leyes
estequiométricas son las siguientes:
4. En toda reacción química se conserva la masa; esto es: la masa
total de los reactivos es igual a la masa total de los productos
resultantes. La ley de conservación de la masa, enunciada por
Lavoisier, es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias
naturales. En esta ley se asume la conservación de la cantidad de
átomos. Para ello resulta indispensable el balanceo de ecuaciones
químicas. Se puede enunciar de la manera siguiente: en cualquier
reacción química se conserva la masa. Es decir: la materia no se
crea, ni se destruye, sólo se transforma, y permanece invariable.
5. Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no
seconocía el átomo, pero con los conocimientos actuales es
obvio:puesto que en la reacción química no aparecen ni destruyen
átomos,sino que sólo se forman o rompen enlaces (hay un
reordenamientode átomos), la masa no puede variar.
6. La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones
definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual
«Cuando se combinan dos o más elementos para dar un
determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas
constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en
experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que
también se conoce como Ley de Proust.
7. Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de
masas entre los elementos que los forman es constante. En términos
más modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre
se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que
notar que existe una clase de compuestos, denominados
compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que
no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los
elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites.
Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides,
que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen
esta ley.
8. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un compuesto
determinado, dos o más elementos químicos se unen entre sí,
siempre en la misma proporción ponderal. Una aplicación de la ley
de Proust es en la obtención de la denominada composición
centesimal de un compuesto, es decir el porcentaje ponderal que
dentro de la molécula representa cada elemento.
9. La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en
1802 por el físico, químico y matemático británico John Dalton, es
una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por
el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.
10. Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para
originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de
ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha
cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en
relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes
ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que
Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos
elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas
proporciones para formar distintos compuestos.
11. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O,
que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que
equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el
primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el
segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se
expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados
de la teoría atómica.
12. Puede ocurrir que dos elementos se combinan y -en vez de
producir un solo compuesto- generen varios compuestos (caso
previsto en la ley de Proust).En 1808, Dalton concluyó que el peso
de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro
guarda una relación expresable por lo general mediante un cociente
de números enteros pequeños.ENUNCIADO:“Cuando dos o más
elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas
de uno de ellos, que se une a una masa fija del otro, tienen como
relación números enteros y sencillos”
13. Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter-Wenzel es
una de las llamadas leyes estequiométricas, fue enunciada por
primera vez por Jeremias Benjamin Richter en 1792 en el libro que
estableció los fundamentos de la estequiometría, y completada
varios años más tarde por Wenzel. Es de importancia para la historia
de la química y el desarrollo del concepto de mol y de fórmula
química, más que para la química actual. Esta ley permite establecer
el peso equivalente o peso-equivalente- gramo, que es la cantidad
de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija
de una sustancia de referencia.
14. El enunciado de la ley es el siguiente: «Los pesos de los
diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un
elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando
se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos
pesos.»En la ciencia moderna, se usa el concepto de peso
equivalente sobre todo en el contexto de las reacciones ácido-base o
de las reacciones de reducción-oxidación. En estos contextos, un
equivalente es la cantidad de materia que suministra o consume un
mol de iones hidrógeno o que suministra o consume un mol de
electrones.
15. “Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un
tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que
aquellos elementos se combinen entre sí lo hacen según una
relación sencilla de masas a/b. Es decir: siempre que dos elementos
reaccionan entre sí, lo hacen en equivalencia o según múltiplos o
submúltiplos de los elementos."
16. Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas
de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones
químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los
subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los
coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de
manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de
las sustancias químicas en la industria. Los cálculos
estequiométricos requieren una unidad química que relacione las
masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta
unidad química es el mol.
17. En una reacción química siempre se conserva la masa, de ahí
que una cantidad específica de reactivos al reaccionar, formará
productos cuya masa será igual a la de los reactivos.Los cálculos
que comprenden estas relaciones de masa se conocen como
cálculos estequiométricos. La Estequiometría es el concepto usado
para designar a la parte de la química que estudia las relaciones
cuantitativas de las sustancias y sus reacciones. En su origen
etimológico, se compone de dos raíces , estequio que se refiere a
las partes o elementos de los compuestos y matería, que dice sobre
la medida de las masas.
18. Cuando se expresa una reacción, la primera condición para los
cálculos estequimétricos es que se encuentre balanceada, por
ejemplo : Mg + O2 MgO 2 Mg + O2 2 MgO
19. La reacción anterior se lee como : 2 ATG de Magnesio
reaccionan con un mol de Oxígeno y producen 2 moles de Oxído de
magnesio (reacción de síntesis) 2ATG Mg = 49 g 1 mol de O2 = 32 g
2 moles de MgO = 81 gLo que demuestra la ley de Lavoisiere " la
materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma " , cuando
reaccionan 49g más 32g y se producen 81 g .
20. ATG (Peso atómico de cualquier elemento expresado en
gramos )MOLESÁTOMO-GRAMOMOL-GRAMOVOLUMEN-
GRAMONUMERO DE AVOGADROREACTIVOS O
PRODUCTOSREACTIVO LIMITANTE
21. Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-
gramo del elemento expresado en gramo. H = 1,0079 (U.M.A.);
1,0079 gr 1.-un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos 2.-un
átomo – gramo de nitrógeno pesa 14 gramos 3.-un átomo – gramo
de carbono pesa 12 gramos
22. Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o
el peso molecular de una sustancia expresada en gramos. H2O = 18
(U.M.A.); 18 grConversión de moles a gramos: Ejemplo: N2
¿Cuántos moles hay en 14,0 g? PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol
23. Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones
normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.
Temperatura normal: 0° C o 273° K . Como consecuencia de la ley
de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (h = 1,008), es
posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se
denomina peso equivalente o equivalente.
24. El número de moléculas que hay en un volumen molar se
denomina número de Avogadro. El número o constante de Avogadro
NA —por Amedeo Avogadro — es una constante utilizada en
química y física para establecer una relación entre la masa o el
volumen y la cantidad de materia.
25. En una reacción química se puede calcular la cantidad de
reactivos que se necesitan para generar una cantidad definida de
productos, o la cantidad de productos que se forma con una cantidad
definida de reactivo. Es necesario contar con una reacción
balanceada y establecer la cantidad de ATG o moles que participan
(teóricamente) en la reacción.
26. Cuando se tiene una reacción donde participan dosreactivos,
existe una relación teórica de la cantidad deambos, por ejemplo si se
agregan cantidades al azar deambos reactivos, lo más probable es
que uno de ellos sehaya agregando en exceso y el otro reactivo se
terminaráen la reacción ( este último se conoce como
reactivolimitante) .Los cálculos estequiométricos para determinarel
reactivo en exceso y el reactivo limitante consiste enestablecer dos
condiciones, primero usando uno de losreactivos y después el otro,
la condición que pueda llevarsea cabo se tomará de referencia.