lunes, 10 de diciembre de 2012
domingo, 9 de diciembre de 2012
sábado, 8 de diciembre de 2012
martes, 27 de noviembre de 2012
sábado, 3 de noviembre de 2012
OBJETIVO 4.12
AL 5.4 RESUMEN
4.12 OBTENCION DE COMPUESTOS ORGANICOS HALOGENUROS,COMBUSTION DE HIDROCARBUROS,
BENCENO Y SUS DERIVADOS, POLIMEROS.
Hologenuros
Son
aquellos compuestos orgánicos que poseen
uno o varios átomos de halógeno en su
molécula. Existen diversos tipos de h., que se diferencian no sólo en el
halógeno, sino también en la reactividad característica del mismo.
Halogenuros
en carbono saturado. Son los que poseen el átomo o átomos de halógeno en un
átomo de carbono con hibridación sp3
a) Los
haluros de vinilo, comoCH2-CH-Cl CH3-CH-CH-Br cloruro de
vinilo bromuro de propenilo
b) Los
haluros de arilo, comoC6H5-Cl p-Br-Q114clorobenceno
p-dibromobenceno Existen otros muchos compuestos orgánicos halogenados que no
se incluyen entre los h. por tener otros grupos funcionales o formar el átomo
de halógeno parte de una función más compleja. Entre ellos se pueden citar los
cloruros de ácido (como el cloruro de acetilo, CH30001), las halohidrinas (como
la clorhidrina etilénica, HOCH2CH2CI), los ácidos halogenados (como el ácido
cloroacético, CICH2000H).
La combustión
La combustión es el proceso químico por el
cual una sustancia, llamada combustible, reacciona con el oxígeno. En general,
esta reacción es fuertemente exotérmica, desprendiéndose energía en forma de
calor, luz o sonido.
Esta reacción no tiene
lugar de forma espontánea, sino que, para que comience, ha de aportarse energía
a través de una llama o de una chispa eléctrica. Eso si, una vez empezada,
continúa por sí sola hasta que se agote el combustible o el oxígeno.
Es una reacción de gran importancia, tanto en
la naturaleza como para la actividad humana, ya que es la forma en que los
seres vivos y los artefactos humanos obtienen de forma muy mayoritaria su
energía. Reacciones de combustión particularmente importantes son:
La combustión del carbono. Su
ecuación química es la siguiente: C(s) + O2(g) → CO2(g).
El producto es dióxido de carbono y se desprende energía lumínica y calorífica.
Cuando esta reacción tiene lugar con poco oxígeno, la reacción es entonces:
C(s) + ½O2(g) →
CO(g), formándose monóxido de carbono, un gas venenoso y muy peligroso.
La combustión de hidrocarburos (compuestos cuya base es carbono e
hidrógeno). En esta reacción se forma CO2 y vapor de agua. Es la reacción
que tiene lugar en la combustión de los combustibles fósiles (carbón y
petróleo), fuente básica de obtención de energía en nuestra sociedad. Un
ejemplo de esta reacción es la combustión del metano:
CH4(g)
+ 2O2(g) →
CO2 (g) + 2 H2O
(g)
|
La combustión de la glucosa en el cuerpo humano. La glucosa,
procedente de la digestión de ciertos alimentos o de la transformación de otras
sustancias, reacciona con el oxígeno presente en las células, produciendo CO2,
agua y liberando energía. Esta reacción es lo que se conoce como respiración, cuya importancia
no es necesario recordar.
Un
punto importante a destacar, es que los productos de la combustión,
fundamentalmente el dióxido de carbono, tienen una gran incidencia cuando son
liberados al medio ambiente, ya que este gas es el que produce mayor efecto invernadero.
Compuestos Orgánicos más importantes, como se
obtienen, sus propiedades y usos:
Ácido Acético (CH3COOH):
Por
oxidación catalítica de los gases del petróleo
Por
oxidación del etanal o acetaldehído
Haciendo
reaccionar alcohol metílico con monóxido de carbono
Propiedades:
Se presenta como liquido incoloro de olor muy picante. Funde a 16ºC y ebulle a
118ºC. Su densidad es 1,05q/cm3. Es soluble en agua, alcohol y éter.
Usos:
Se emplea en la producción del plástico, como alimento, en la fabricación de colorantes,
insecticidas y productos farmacéuticos; como coagulante del látex natural.
Ácido ascórbico o Vitamina C:
Obtención:
Se encuentra presente en las frutas cítricas
Propiedades:
Se presenta en forma de cristales blancos. Es soluble en agua, ligeramente
soluble en alcohol e insoluble en éter. Fuende a 192ºC
Usos:
Se emplea como antioxidante y preservativo de alimentos como la mantequilla, la leche de larga duración, bebidas y vinos. Enmedicina, para prevenir el escorbuto
Ácido Cítrico (C6H8O7):
Obtención:
A partir de las frutas como el limón, la lima, la toronja y la naranja. También
se le obtiene por fermentación degradante decarbohidratos.
Propiedades:
Se presenta en forma de cristales o polvo translúcido incoloro. Funde a 153ºC.
Su densidad es 1,54g/cm3. Es soluble en agua y en alcohol.
Usos:
Se usa como antioxidante en alimentos tales como vinos, bebidas refrescantes y
sodas, confitería, leche concentrada de larga duración y alimentos enlatados
(caviar, gambas); como agente quitamanchas del acero inoxidable y de otros metales
Éter dietílico (C4H10O):
Obtención:
Se prepara por deshidratación del alcohol etílico
Propiedades:
Es un liquido de color agradable y penetrante, muy volátil e inflamable. Sus
vapores son los mas densos que el aire, pero mas livianos que el agua. Su densidad es
0,78g/cm3. Funde a -16ºC y ebulle a 35ºC. Presenta un gran poder disolvente ya que diluye alcaucho, al aceite y a las grasas.
Usos:
En medicina, como analgésico local, En el laboratorio, como disolvente y
reactivo.
Alcohol etílico o Etanol (C2H6O):
Obtención:
Se puede obtener de diversas maneras: por síntesis, partiendodel acetileno; por fermentación de sustancias
azucaradas y por destilación del vino.
Propiedades:
Es un liquido incoloro, de olor caractristico, agradable y sabor ardiente.
Ebulle a 78ºC. Es soluble en agua, en todas las proporciones. Su densidad es
0,79g/cm3.
Usos:
Como componente de las bebidas alcoholicas y en la síntesis de compuestos orgánicos.
Un compuesto orgánico se reconoce porque al arder produce un
residuo negro de carbón. Al comparar el estado físico y la solubilidad de diferentes
compuestos orgánicos nos percatamos de que: Pueden existir en
estado sólido, líquido o gaseoso
La
solubilidad en el agua varía, desde los que son totalmente insolubles hasta los
completamente solubles donde están presentes
Los
compuestos orgánicos constituyen la mayor cantidad de sustancias que se
encuentran sobre la tierra. Contienen desde un átomo de carbono como el gas metano CH4 que utilizamos como combustible, hasta moléculas muy
grandes o macromoléculas con cientos de miles de átomos de carbono como el
almidón, las proteínas y los ácidos nucleídos.. La existencia de
tantos compuestos orgánicos de diferentes tamaños se debe principalmente a:
La
capacidad del átomo de carbono para formar enlaces con otros átomos de carbono.
La
facilidad con que el átomo de carbono puede formar cadenas lineales,
ramificadas, cíclicas, con enlaces sencillos, dobles o triples.
El
átomo de carbono, puede formar enlaces en las tres dimensiones del espacio.
Olores
característicos de algunos compuestos orgánicos
4.13 ELEMENTOS DE IMPORTANCIA ECONOMICA,
INDUSTRIAL Y AMBIENTAL EN EL PAIS O EN LA REGION.
Elemento de Importancia Económica:
Hidrogeno, Boro, Carbono, Oxigeno, Cloro, Bromo
, Yodo
Elemento de
Importancia Industrial:
Aluminio, Cobalto, Mercurio, Antimonio, Cobre
, Hierro,
Oro
Elementos de Importancia Ambiental:
Bromo, Azufre , Cadmio. Mercurio , Antimonio, Arsénico ,Fósforo ,Plomo ,Cloro,
Cromo ,
Manganeso
5.1 Conceptos basicos (gas como
estado de agregación, gas ideal, gas real, propiedades criticas y factor de
compresibilidad)
GASES.
Las sustancias gaseosas no tienen forma ni volumen propio, puesto que
llenan totalmente el recipiente que las contiene que debe estar cerrado, ya que
los gases se expanden infinitamente. Son muy compresibles, esto es, tienen la
propiedad de disminuir el volumen al aumentar la presión que se ejerce sobre
ellos.
Fluyen
con facilidad.
GASES
|
|
COMPRESIBILIDAD
|
Sí
pueden comprimirse
|
VOLUMEN
|
Se
adaptan al volumen del recipiente
|
GRADOS
DE LIBERTAD
|
Vibración,
rotación, traslación
|
EXPANSIBILIDAD
|
Sí
se expanden
|
Gas Real. Los
gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se
comportan como gases ideales; pero si la temperatura
es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se
desvían en forma considerable de las de los gases ideales.
Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real. Los
Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas
que no se les llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y
otros.
1. - Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas..
2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y
obedecen las leyes de Newton del movimiento..
3. - El número total de moléculas
es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de
cualquiera de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las
paredes o con otras moléculas
4. - El volumen de las moléculas
es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas..
5. - No actúan fuerzas apreciables
sobre las moléculas, excepto durante los choques. 6. - Los choques son elásticos y de duración
despreciable..
Características
de Gas Ideal
Se considera que un gas ideal presenta
las siguientes características:
·
El número de moléculas es despreciable
comparado con el volumen total de un gas.
·
No hay fuerza de atracción entre las
moléculas.
·
Las colisiones son perfectamente elásticas.
·
Evitando las temperaturas extremadamente bajas
y las presiones muy elevadas, podemos considerar que los gases reales se
comportan como gases ideales.
5.2 PROPIEDADES PUT:
Ley
de Boyle La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley
de Boyle, como se la conoce a veces), formulada por Robert Boyle y Edme
Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y
la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante, y
dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión: PV = K Donde es constante si la temperatura y la
masa del gas permanecen constantes.
La
ley de Charles es una de las más importantes
leyes acerca del comportamiento de los gases, y ha sido usada de muchas formas
diferentes, desde globos de aire caliente hasta acuarios. Se expresa por la
fórmula: V__ = K
T
Donde:
V = es el volumen
T = es la temperatura absoluta
(es decir, medida en kelvin)
K = es la constante de
proporcionalidad
Ley
de Gay Lussac
La ley de Gay-Lussac de los
volúmenes de combinación afirma que los volúmenes de los gases que intervienen
en una reacción química (tanto de reactivos como de productos) están en la
proporción de números enteros pequeños. En relación con estos estudios, investigó
junto con el naturalista alemán Alexander von Humboldt, la composición del
agua, descubriendo que se compone de dos partes de hidrógeno por una de
oxígeno. Unos años antes, Gay-Lussac había formulado una ley,
independientemente del físico francés Jacques Alexandre Charles, que afirmaba
que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta
si la presión se mantiene constante; hoy se conoce como ley de Charles y
Gay-Lussac.
Ley general de Estado
Gaseoso
La ley general del estado gaseoso
es la suma de las leyes de Boyle, Charles y Avogadro. Su expresión Matemática
es:
PV = nRT
Se calcula la constante universal
de los gases a partir de una serie de mediciones de temperatura, presión y
volumen de una masa de aire.
Las expresiones para las leyes de
Boyle-Mariotte y Charles pueden combinarse adecuadamente para dar lugar a la
ley general del estado gaseoso. En el modelo resultante, se establece una
relación entre la presión, volumen y temperatura para una muestra de aire,
cuando se modifica alguno de los parámetros, la relación del cociente se
mantiene fija siempre y cuando el sistema no admita o permita el escape de la
muestra de gas.
La ecuación de estado gaseoso.
La ecuación que describe normalmente la
relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles)
de un gas ideal es:
Donde:
= Presión 
= Volumen 
= Moles
de Gas. 
= Constante
universal de los gases ideales . 
= Temperatura
absoluta
ECUACIÓN DE
ESTADO: Si se combinan adecuadamente las leyes de Boyle y Charles con el
principio de Avogadro, se llega a una expresión que relaciona simultáneamente
el volumen de determinada cantidad de un gas con la presión y la temperatura
del mismo. Esta ecuación recibe el nombre de ecuación de estado o ley de los
gases ideales;PV=nRT
TERMOQUIMICA. La termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas. El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica su estudio. La situación más frecuente es la de las reacciones químicas realizadas a P=cte, y en ellas el calor transferido es el cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina "entalpía de reacción". La entalpía es una función de estado, luego su variación no depende de la trayectoria. Las reacciones donde la variación de entalpía es positiva (calor absorbido en la reacción) son llamadas reacciones endotérmicas, mientras que aquellas cuya variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) son llamadas reacciones exotérmicas. Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema. Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta. Si las paredes del sistema son diatérmicas, la temperatura del sistema permanece constante con independencia de la transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la composición.
5.4 Calor de reacción es definida una cantidad para tratar el calor absorbido o liberado a presión constante y es denotada con el símbo H. Al igual que la energía interna, la entalpía es una función de estado; la entalpía de un sistema no depende de la historia del sistema, sino sólo de su condición actual. Cuando se habla de energía interna, no la podemos medir en el sistema, pero sí podemos medir el cambio de energía interna E, de forma similar no podemos medir la entalpía de un sistema, pero si podemos medir el cambio de entalpía, que es representado con el símbolo H. El cambio de entalpía, H, es igual al calor, qp, que el sistema gana o pierde cuando el proceso se lleva a cabo a presión constante: H= q p
Las siguientes pautas sirven para utilizar las ecuaciones termoquímicas y los diagramas de entalpía: La entalpía es una propiedad extensiva: este hecho implica que la magnitud de H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo consumido en el proceso. El cambio de entalpía para una reacción tiene la misma magnitud pero signo opuesto que H para la reacción inversa: cuando invertimos una reacción, invertimos los papeles de los productos y los reactivos; los reactivos de una reacción se convierten en los productos de la reacción inversa, y viceversa.El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los reactivos y de los productos: el cambio de entalpía asociado a un proceso químico dado suele tener gran importancia. Hr se puede determinar directamente por experimentación o calcularse a partir del conocimiento de los cambios de entalpía asociados a otras reacciones invocando la primera ley de la termodinámica.
Calor de formación Cuando a partir de sustancias simples se forma algún compuesto, entonces este proceso va acompañado de cierto efecto térmico. La cantidad de calor en este caso no es igual para los diferentes compuestos; además los valores de los efectos térmicos cambia considerablemente, al variar los parámetros externos del sistema (por ejemplo, la temperatura). Se denomina calor de formación del efecto térmico de la reacción de formación de 1 mol del compuesto, a partir de sustancias simples. Llámese calor de formación estándar el calor de formación del compuesto referido a la temperatura de 25ºC (298 K) y a una atm (760mmHg). Si esta magnitud es conocida, entonces el cálculo termoquímico permite calcular el calor de formación para otros valores de los parámetros de estado.
El
calor de formación de un compuesto químico de sustancias simples no determina
en sí las energías de enlace entre los átomos en la molécula del compuesto
dado. Para este fin podría servir el calor de formación del compuesto a partir
de los átomos que se diferencia mucho del calor de formación de las sustancias
simples. Sin embargo para muchas sustancias simples su calor de formación a
partir de átomos libres aún esta desconocido.
Los
calores de formación se determinan si bien experimentalmente con ayuda de
diferentes calorímetros, o bien por medio de cálculos y se insertan para los
diferentes compuestos en las tablas de las magnitudes termoquímicas estándares.
La
importancia práctica de los calores de formación consiste en que, conociendo
los calores de formación de todas las sustancias que participan en una u otra
reacción, se puede calcular el efecto térmico de esta reacción .Así, según la
ley de Hess, el efecto térmico de una reacción es igual a la diferencia entre
la suma de los calores de formación de los productos finales y la de los
calores de formación de las sustancias iniciales, teniendo en consideración los
coeficientes anexos a las fórmulas de estas sustancias en la ecuación de
reacción.
Calor
de Combustión Para muchos compuestos no se puede realizar su
reacción de formación a partir de sustancias simples y, además, no es posible
medir el calor de formación. Sin embargo, en la mayoría de los casos es posible
realizar la reacción de combustión completa. El calor de combustión determinado
así, tiene no menor valor práctico para los cálculos termoquímicos, que el
calor formación.Llámase calor de combustión el efecto térmico de la reacción de
combustión completa de un mol del compuesto dado hasta los óxidos superiores.
Puesto que, al variar la temperatura y la presión, el calor de combustión pude
cambiarse considerablemente, entonces para los cálculos termoquímicos es
importante introducir la noción sobre el calor de combustión estándar. Se
denomina calor de combustión estándar el calor de combustión referido a
condiciones normales, es decir, a 25ºC (298
martes, 30 de octubre de 2012
Temas de Quimica 4.1 al 4.8 Completo
4.1 Conceptos de mol soluciones y reacciones
El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades.
El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA) y equivale a:
Una disolución o solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada disolvente o solvente.
Una reacción química es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman 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.
A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.
4.2 Concepto de estequiometria.
La estequiometria es la
sección de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los
reactivos y los productos, en una reacción.
Según la definición dada
por Richter en el año 1792, la estequiometria es la ciencia que mide las
relaciones entre las masas, o, dicho de otra manera, las proporciones
cuantitativas en los elementos químicos implicados en una reacción.
En las reacciones químicas,
los reactivos se combinan para formar productos. En las sustancias que
intervienen, la reacción sucede a nivel atómico, es decir que los átomos de
los reactivos rompen sus enlaces y forman nuevos enlaces para formar
productos, pero siempre se conservan. Esta es la ley estequiometria de la
conservación de las masas, que implica que el número de átomos en los
reactivos es igual al número de átomos en los productos, y que la carga total
también debe ser la misma, en reactivos y en productos.
4.3 Leyes Estequiometricas
|
4.4
Ley de la conservación de la materia
Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier después de
realizar varios experimentos en los cuales la cantidad de masa de las
sustancias constituyentes era igual al de las sustancias obtenidas de la masa
de las sustancias obtenidas después del cambio químico sufrido.
Por lo que su ley dice: la materia no se crea ni se
destruye, solo se transforma.
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803
por John Dalton, 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 se combinan con dicha cantidad fija para dar
como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.
Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las
cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de
B, están en relación de números enteros sencillos.
Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792)
"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 con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de
la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen
equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos."
Ley de la conservación de la masa de Lavoisier [editar]
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. Es una de las leyes
fundamentales en todas las ciencias naturales, La podemos enunciar de la
siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en cualquier
reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y materia no se crea,
ni se destruye, solo se transforma
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». 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 compuesto.
Así, por
ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el Cu O 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.
Cuando el carbono se calienta en una corriente de gas que contiene oxígeno,
próximo al gas no reactivo, éste se oxida. Si hay poco oxígeno presente en la
corriente de gas, el producto principal de la oxidación es el monóxido de
carbono. El análisis del monóxido de carbono muestra que la relación de masa de
oxígeno-carbono es 1,33.
Cuando el
oxígeno está presente en concentraciones elevadas, el producto principal de la
oxidación del carbono es el dióxido de carbono. El análisis del dióxido de
carbono muestra que la relación de masa de oxígeno-carbono es 2,667. En nuestro
ejemplo, la relación de masa de oxígeno-carbono en el dióxido de carbono es el
doble de la relación de masa de oxígeno-carbono en el monóxido de carbono.
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Dalton comprobó en el laboratorio que, al hacer reaccionar cobre con
oxígeno en diferentes condiciones, se obtenían dos óxidos de cobre diferentes
que, dependiendo de las condiciones, podían combinarse de forma distinta, pero
que sus masas siempre estaban en una relación de números enteros.
Llegó a la misma conclusión con otros experimentos realizados en el
laboratorio y dedujo la ley de las proporciones múltiples, cuyo enunciado es:
las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de
otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros
sencillos 1:1, 2:1, 1:2, 1:3, 3:1, 2:3, 5:3, etcétera.
En este tipo de relación la sustancia dato se da en unidades de moles y
la sustancia incógnita tambien se pide en unidades de moles.
Los pasos a seguir son los mismos que se mencionan en la sección 6.4.2
¿Cuántas moles de metano (CH4) reaccionando con suficiente
oxígeno(O2) se necesitan para obtener 4 moles de agua(H2O).
X mol 4 mol
CH4 + 2 O2 à CO2 + 2 H2O
1 mol
2 mol
La ecuación nos indica que con un mol de metano se obtienen dos moles de
agua por lo que se establece la relación.
X mol CH4 -----------
4 mol H2O
1 mol CH4 ----------- 2 mol H2O
X= (1 mol CH4
) (4 mol H2O)
2 mol H2O
X = 2 mol CH4
Esto significa
que se necesitan 2 moles de metano para producir 4 moles de agua
Relaciones
peso-peso.
Las llamadas relaciones estequiometrias dependen de la manera en que se
plantea el problema, es decir de las unidades en que se da la sustancia dato
del problema y de las unidades en que se requiere o pide la sustancia incógnita
(dato que se desconoce y se pide calcular).
Mol – mol
- Masa – masa masa
– mol Mol – masa
Vol – masa
- Masa
– volumen mol – vol
Vol – mol
- Volumen - volumen
Unidades de medida
Masa = gramos, kilogramo o mol
Volumen = L, ml, m3, cm3
Revisemos
ahora cuanta información podemos obtener a partir de una ecuación química
balanceada, y que utilizaremos según el tipo de relación que se presente en el
problema.
ECUACION: N2 + 3H2
à 2NH3
- 1 mol de N2 + 3 moles H2 à 2 moles
de NH3
- 1 molécula de N2 + 3 moléculas H2
à 2
moléculas de NH3
- 28 gr de N2 + 6 g de H2 à 34 g de
NH3
- 6.02 x 1023 moleculas N2 +
3 (6.02 x 1023 ) molec. CH2 à 2 (6.02 x 1023)molec.
de NH2
- 22.4 L de N2 + 67.2 L de H2 à 44.8 L de NH3 (Si son gases en condic. NPT) 1L N2 + 3L H2 à 2L NH3 (Si son otras condiciones y se
aplica la ley de los
volúmenes de combinación de Gay-Lussac)
RELACIÓN MASA – MASA 0 PESO-PESO
En éste tipo
de problemas las cantidades que se conocen y las que se pregunta están en
alguna unidad de cantidad de masa, normalmente en gramos. Algunas veces la
información proporcionada está en moles y se nos cuestione por la cantidad en
gramos o viceversa.
Ejemplo:
El hidróxido
de litio sólido se emplea en los vehículos espaciales para eliminar el dióxido
de carbono (CO2) que se exhala en medio vivo. Los productos son
carbonato de litio sólido y agua líquida ¿Qué masa de bióxido de carbono
gaseoso puede absorber 8gr de hidróxido de litio (LiOH)?. La reacción que
representa el cambio es:
2 Li OH(s) +
CO2 (g) à Li2
CO3 (s) + H2
O(l)
PASOS PARA
RESOLVER: (SE SIGUEN LOS MISMOS PARA CUALQUIER RELACION)
- Checar que la ecuación esté balanceada
correctamente
- Subrayar la sustancia proporcionada como dato en
la ecuación y la que se da como incógnita. Anotarlo arriba de cada
sustancia, la incognita con una X y el valor del dato proporcionado con
todo y unidad.
- Realizar los cálculos necesarios para obtener la
información (valores) que me proporciona la ecuación química balanceada,
en las mismas unidades en que se da la sustancia dato y en la que se pide
la sustancia incógnita.. Colocarlos debajo de las dos sustancias
subrayadas en el paso 2.
- Las proporciones así obtenidas extraerlas de la
ecuación química y resolver para la incógnita X.
SOLUCIÓN:
8 g Xg
2 Li OH(s) + CO2 (g) à Li2 CO3
(s) + H2 O(l)
48g 44g
8 g Li OH Xg CO2
48g Li OH 44g CO2
Resolviendo
para X tenemos:
X = 7.33 g de CO2
Se interpreta
de la siguiente manera: pueden reaccionar 7.33 g de CO2 con los 8 gr
de Li OH(s)
Cálculos donde
intervienen los conceptos de Reactivo limitante Reactivo en exceso Grado de conversión
o rendimiento
Reactivo
limitante.- El que se encuentra en menor cantidad
en una reacción química y de ella depende la cantidad de producto
obtenido.
Reactivo en
exceso.- Sustancia que se encuentra en mayor cantidad y que cuando reacciona
toda la sustancia limitante, existe una
cantidad de ella que no participa en la reacción; es decir es un sobrante en la
reacción
Ejemplo:
Suponga que se mezcla 637.2gr de
Amoniaco (NH3) con 114gr de CO2
¿Cuántos gramos de urea (NH2)
2 CO se obtendrán?
2 NH3 + CO2
à (NH2) 2 CO + H2
O
1.- Determinamos
la información implícita contenida en la ecuación balanceada:
Para el
amoníaco: 2 NH3
N = 14
H = 3
17 x 2 = 34g
Para el
Bióxido de carbono: CO2
C = 12 x 1 =
12
O = 16 x 2 =
32
44 gr
De la misma
manera se calcula la masa molar de la urea y se obtiene 60 g/mol.
(NH2)
2 CO = 60 g/mol
a) Ahora
resolvemos para la relación de sustancias subrayadas:
637.2 g Xg
2 NH3 + CO2
à (NH2) 2 CO + H2
O 34 g, 60 g
637.2 g NH3 à X g
Si 34 g NH3 à 60g (NH2)
2 CO
x = (637.2 g NH3 ) (60gr
(NH2) 2 CO) =
1, 124 g de urea.
34g NH3
b) Aquí
calcularemos la cantidad de urea que se
puede obtener con los 114 g de CO2, para que de esta manera, determinemos
que sustancia es el reactivo limitante. 114 g Xg
2 NH3 + CO2
à (NH2) 2 CO + H2
O
44 g 60 g
114 g de CO2
------ Xg
Si 44 g de CO2
---- 60 g de (NH2) 2
CO
X = 155.45 g
de urea (máximo de urea que se obtendría)
Por lo tanto
el reactivo limitante es el CO2
c) Suponiendo que quiero que reaccione
todo el CO2 ¿Cuanto amoniaco debería de utilizar?
Para
determinarlo, resolvemos para la relación:
Xg 114g
2 NH3 + CO2
à (NH2) 2 CO + H2
O
34g 44g
Xg
à 114 gr CO2
Si 34 g NH3 à 44 g CO2
X = 88 g de NH3
(lo que reacciona del amoniaco)
d) Lo que
quedaría de amoniaco sin reaccionar sería:
637.2 g NH3
inicial – 88 g NH3· que reacciona = 549 g de NH3
Rendimiento de una reacción
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá, si reacciona todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el máximo rendimiento, el cual se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.
La cantidad de producto que se
obtiene realmente en una reacción es el rendimiento real
Rendimiento real < Rendimiento teórico
El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico:Por ejemplo en el ejercicio anterior calculábamos que se formarían 155.45 g de urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen 131.88 g el porcentaje de rendimiento sería:
% de Rendimiento =
131.88 g X 100 =
84.84 %
155.45 g
El intervalo del porcentaje del
rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los químicos siempre buscan
aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones. Entre los factores
que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la temperatura y
la presión.
Átomo-gramo: 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
Mol-gramo
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 gr
Conversión de
moles a gramos:
Ejemplo: N2
¿Cuántos moles hay en 14,0 g?
PM = 14,01 x 2
= 28,02 g/mol
Volumen-gramo:
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
Nota: Cuando
se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a
que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras
partículas o grupos específicos de estas partículas. Así, los términos más
antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-gramo han sido
sustituidos actualmente por el término mol.
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.
Cuando el
equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo (concepto análogo a
los de átomo gramo y molécula gramo)
Volumen gramo
molecular:
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
Presión
Normal: 1atm o 760 mm de Hg.
Número de
Avogadro.:
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. Se define originalmente como «la cantidad de átomos de
carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor recomendado para
NA en 2002 por CODATA es:
NA =
(6,0221415 ± 0,0000010) × 1023 mol−1.
A la cantidad
de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es
el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g =
NA uma.
• Todo el
volumen de la Luna dividido en bolas de 1 mm de radio daría (muy
aproximadamente) el número de Avogadro.
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