ÍNDICE
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14. Mecanismos de reacción
1. Teoría de las colisiones
15. Relación entre energía y velocidad de reacción
1. Velocidad de reacción
16. Propiedades de las reacciones químicas
17. Ecuaciones de los gases ideales o perfectos
1. Ley de Boyle-Mariotte 2. Ley de Charles y Gay-Lussac 3. Ley de Avogadro 4. Ley de Dalton de las presiones parciales
18. Cuestiones
19. Problemas
20. Prácticas
21. Otros contenidos
22. Vídeos
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1. ESQUEMAS
2. PRESENTACIONES
Estequiometría y disoluciones
Estequiometria
3. CONTENIDOS ANIMADOS
4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
La materia puede encontrarse en la naturaleza como sustancia pura o formando mezclas. Como la Química trata de estudiar la materia y sus transformaciones, a continuación te vamos a presentar unos conceptos sobre las distintas clases de materias que hay y las diferencias que existen entre ellas:
5. SUSTANCIAS CONSTITUIDAS POR UNA SOLA FASE
Las hay de dos tipos:
5.1. Disoluciones: Son mezclas homogéneas en las que sus componentes pueden separarse por métodos físicos (calentamiento, destilación, …). Hay varios tipos de ellas:
3. CONTENIDOS ANIMADOS
4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
La materia puede encontrarse en la naturaleza como sustancia pura o formando mezclas. Como la Química trata de estudiar la materia y sus transformaciones, a continuación te vamos a presentar unos conceptos sobre las distintas clases de materias que hay y las diferencias que existen entre ellas:
- Fase: Es una porción de materia física y químicamente uniforme. Es un concepto distinto al de estado, por ejemplo, una mezcla de líquido y aceite está constituida por dos fases a pesar de ser las dos sustancias líquidas.
- Una Fase: La sustancias formadas por una sola fase pueden ser de dos tipos: sustancias puras o disoluciones (también llamadas mezclas homogéneas.
- Más de una fase: Cuando una mezcla está formada por más de una fase se denomina mezcla heterogénea. Las mezclas heterogéneas se pueden separar en sus distintas fases por métodos físicos o mecánicos (filtración, decantación, …).
5. SUSTANCIAS CONSTITUIDAS POR UNA SOLA FASE
Las hay de dos tipos:
5.1. Disoluciones: Son mezclas homogéneas en las que sus componentes pueden separarse por métodos físicos (calentamiento, destilación, …). Hay varios tipos de ellas:
- Sólidas: Aleaciones (por ejemplo el acero (Fe y C).
- Líquidas: Sales disueltas.
- Gaseosas: por ejemplo el aire (mezcla de gases, fundamentalmente oxígeno y nitrógeno).
- Elementos: Sustancias que no se pueden separar en otras más sencillas. Hay 109 elementos organizados convenientemente en la Tabla periódica).
- Compuestos: Son sustancias puras que se pueden descomponer en otras más sencillas. Están formadas por la agrupación de varios elementos. Tienen las siguientes características:
- Composición fija e invariable, independientemente de su procedencia, (por ejemplo, el agua siempre tendrá un 88,89 % de oxígeno y un 11,11 % de hidrógeno).
- Tienen propiedades que las diferencian (al igual que los elementos) como puntos de fusión y ebullición, densidad, …
- Son siempre homogéneas, aunque todas las sustancias homogéneas no son compuestos o elementos (sustancias puras), también están las disoluciones.
- En las mezclas los componentes mantienen sus propiedades, mientras que en los compuestos no.
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6. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS
A cada átomo se le asigna un símbolo. Los símbolos provienen en su mayoría del latín, (Fe = Ferrum, Au = Aurum, Ag = Argentum, Cu = Cuprum, etc.), o de lenguas germánicas (Na = natrium, K = kalium), o del lugar donde se descubrieron (Ge, Po).
Se definen las moléculas como la mínima cantidad posible de una sustancia que posee todas sus propiedades.
Las moléculas se representan por fórmulas (agua=H2O; amoniaco=NH3).
Cannizaro en 1858 ideó un método para calcular masas atómicas relativas. Al átomo de Hidrógeno le asignó el peso de 1 u.m.a. (unidad de masa atómica), luego el gas hidrógeno, al ser diatómico, tendría una masa de 2 u.m.as. Como volúmenes iguales contienen el mismo número de moléculas, sólo es necesario comparar el peso de volúmenes iguales de hidrógeno y de otro gas, puesto que la misma relación se obtendría pesando un átomo de cada uno de ellos, y como sabemos lo que pesa la molécula de hidrógeno, podemos calcular la masa atómica de los átomos del otro gas.
De manera similar definió el peso molecular relativo de una molécula como las veces que esa molécula pesaba más que el átomo de Hidrógeno.
Ejemplo: 1 volumen de NO pesa 15 veces más que 1 volumen de Hidrógeno medidos en las mismas condiciones de presión y de temperatura, luego 1 molécula de NO pesa 15 veces más que una molécula de H2. Como H2 tiene un peso de 2, NO pesa 30.
El método propuesto por Cannizaro fue:
A cada átomo se le asigna un símbolo. Los símbolos provienen en su mayoría del latín, (Fe = Ferrum, Au = Aurum, Ag = Argentum, Cu = Cuprum, etc.), o de lenguas germánicas (Na = natrium, K = kalium), o del lugar donde se descubrieron (Ge, Po).
Se definen las moléculas como la mínima cantidad posible de una sustancia que posee todas sus propiedades.
Las moléculas se representan por fórmulas (agua=H2O; amoniaco=NH3).
Cannizaro en 1858 ideó un método para calcular masas atómicas relativas. Al átomo de Hidrógeno le asignó el peso de 1 u.m.a. (unidad de masa atómica), luego el gas hidrógeno, al ser diatómico, tendría una masa de 2 u.m.as. Como volúmenes iguales contienen el mismo número de moléculas, sólo es necesario comparar el peso de volúmenes iguales de hidrógeno y de otro gas, puesto que la misma relación se obtendría pesando un átomo de cada uno de ellos, y como sabemos lo que pesa la molécula de hidrógeno, podemos calcular la masa atómica de los átomos del otro gas.
De manera similar definió el peso molecular relativo de una molécula como las veces que esa molécula pesaba más que el átomo de Hidrógeno.
Ejemplo: 1 volumen de NO pesa 15 veces más que 1 volumen de Hidrógeno medidos en las mismas condiciones de presión y de temperatura, luego 1 molécula de NO pesa 15 veces más que una molécula de H2. Como H2 tiene un peso de 2, NO pesa 30.
El método propuesto por Cannizaro fue:
| Sustancia | Peso molecular relativo | % de Oxígeno | Peso relativo de oxígeno en la molécula |
| Agua | 18 | 89 | 16 |
| Monóxido de nitrógeno | 30 | 53 | 16 |
| Monóxido de Carbono | 28 | 57 | 16 |
| Dióxido de carbono | 44 | 73 | 32 |
| Oxígeno | 32 | 100 | 32 |
| Ozono | 48 | 100 | 48 |
6.1. Isótopos
Los isótopos son átomos de un mismo elemento pero con distinta masa. Los descubrió F. W. Aston en 1910 cuando demostró que el Ne natural era una mezcla de dos tipos diferentes de átomos, unos que pesaban 20 veces más que el hidrógeno y otros que pesaban 22 veces más.
Todos los elementos naturales son mezclas de isótopos, pero, también se conoce que las proporciones de los isótopos de un elemento en la naturaleza son constantes. Actualmente se conocen más de 300 isótopos.
Cuando se efectúa la medición del peso atómico relativo de un elemento, el valor obtenido es el peso ponderado de los diferentes isótopos que lo forman.
Cuando se escribe el símbolo de un elemento, se indica, en ocasiones, de qué isótopo se trata:
Los isótopos son átomos de un mismo elemento pero con distinta masa. Los descubrió F. W. Aston en 1910 cuando demostró que el Ne natural era una mezcla de dos tipos diferentes de átomos, unos que pesaban 20 veces más que el hidrógeno y otros que pesaban 22 veces más.
Todos los elementos naturales son mezclas de isótopos, pero, también se conoce que las proporciones de los isótopos de un elemento en la naturaleza son constantes. Actualmente se conocen más de 300 isótopos.
Cuando se efectúa la medición del peso atómico relativo de un elemento, el valor obtenido es el peso ponderado de los diferentes isótopos que lo forman.
Cuando se escribe el símbolo de un elemento, se indica, en ocasiones, de qué isótopo se trata:
12C = átomo de Carbono de masa atómica relativa 12.
A continuación tienes una tabla en la que te damos los isótopos que poseen algunos elementos con su masa atómica y su abundancia relativa:
* Datos con relación al C12
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Se pensó en cambiar el patrón de medida de masas relativas y a lo largo de la historia ha habido tres definiciones de u.m.a.:
7. CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS
En la naturaleza se producen continuamente cambios o transformaciones. Vamos a clasificar estos cambios en dos tipos: químicos y físicos.
Cambios químicos: Son aquellos en los que unas sustancias se transforman en otras sustancias diferentes, con naturaleza y propiedades distintas. Por ejemplo se producen cambios químicos cuando una sustancia arde, se oxida o se descompone.
Cambios físicos: Son todos aquellos en los que ninguna sustancia se transforma en otra diferente. Por ejemplo se producen cambios físicos cuando una sustancia se mueve, se le aplica una fuerza o se deforma.Aquí tienes algunos ejemplos más de cambios físicos:
ACTIVIDAD
Cambios químicos: Son aquellos en los que unas sustancias se transforman en otras sustancias diferentes, con naturaleza y propiedades distintas. Por ejemplo se producen cambios químicos cuando una sustancia arde, se oxida o se descompone.
Cambios físicos: Son todos aquellos en los que ninguna sustancia se transforma en otra diferente. Por ejemplo se producen cambios físicos cuando una sustancia se mueve, se le aplica una fuerza o se deforma.Aquí tienes algunos ejemplos más de cambios físicos:
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ACTIVIDAD
8. MAGNITUDES MÁSICAS
8.1. Masa atómica
Los átomos, al tener una masa muy pequeña, deben de medirse en una unidad de masa muy pequeña. Por ello, se define la llamada unidad de masa atómica (uma) que es la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12 (1 uma = masa del carbono -12/12).
Lo que se hace es medir la masa de todos los elementos en uma. Para ello, se compara la masa de cualquier elemento con la masa del carbono-12 dividida entre 12. Por ejemplo, la masa del hidrógeno es 1 uma, lo que indica que su masa es la misma que la del carbono -12 dividida entre 12. Otro ejemplo, la masa del helio es 4 uma, lo que indica que su masa es cuatro veces mayor que la del carbono -12 dividida entre 12.
Las masas atómicas de los elementos están calculadas y aparecen en la Tabla Periódica, por lo que no hay que calcularlas.
8.1. Masa atómica
Los átomos, al tener una masa muy pequeña, deben de medirse en una unidad de masa muy pequeña. Por ello, se define la llamada unidad de masa atómica (uma) que es la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12 (1 uma = masa del carbono -12/12).
Lo que se hace es medir la masa de todos los elementos en uma. Para ello, se compara la masa de cualquier elemento con la masa del carbono-12 dividida entre 12. Por ejemplo, la masa del hidrógeno es 1 uma, lo que indica que su masa es la misma que la del carbono -12 dividida entre 12. Otro ejemplo, la masa del helio es 4 uma, lo que indica que su masa es cuatro veces mayor que la del carbono -12 dividida entre 12.
Las masas atómicas de los elementos están calculadas y aparecen en la Tabla Periódica, por lo que no hay que calcularlas.
Vamos a ver con un ejemplo cómo se determinan las masas relativas medias para un elemento como el Carbono:
El Carbono es una mezcla de tres isótopos:
| C12 = 12 u.m.as 98'9% |
| C13 = 13 u.m.as 1'1% |
| C14 = 14 u.m.as 0'0% |
¿Cuál es el peso atómico del Carbono natural?
no hay ningún átomo de C que pese 12'01 u.m.as, es una media ponderada y este es el valor que aparece en la tabla periódica.
8.2. Masa molecular
Los elementos químicos se pueden unir mediante enlaces químicos formado moléculas. Para calcular la masa molecularde un compuesto se suma la masa en uma de cada uno de sus elementos.
Ej.: Mm(H2O) = 18 uma, Mm(H2) = 2 uma, Mm(CO2) = 44 uma.
Otra posibilidad es que los elementos se unan formando sólidos. Los sólidos (que están formados por muchos átomos) se representan mediante una fórmula que indica la proporción en la que participan los diferentes elementos en el compuesto (masa fórmula).
Otra posibilidad es que los elementos se unan formando sólidos. Los sólidos (que están formados por muchos átomos) se representan mediante una fórmula que indica la proporción en la que participan los diferentes elementos en el compuesto (masa fórmula).
Ejemplo: la masa formula del NaCl (sólido iónico) se calcula sumando la masa del sodio (23 uma) y la del cloro (35,5 uma), por tanto es de 58,5 uma.
A efectos prácticos la masa de moléculas y sólidos se hace de la misma forma, sumando la masa de los elementos de su fórmula.
A efectos prácticos la masa de moléculas y sólidos se hace de la misma forma, sumando la masa de los elementos de su fórmula.
Actualmente se define:
8.3. Masa atómica gramo
Para medir la masa de los átomos, al ser muy pequeña, utilizamos una unidad muy pequeña, la uma. Con ella medimos la masa de todos los elementos de la Tabla Periódica.
Sin embargo, esta unidad, al ser tan pequeña, no es una unidad práctica para usar en laboratorio. Por ello, los científicos han elaborado una lista de masas atómicas en gramos. Es decir, han cogido la lista de masas atómicas en uma, han dejado los mismos números, pero han cambiado la unidad uma por otra mucho más grande, el gramo.
Cuando expresamos la masa atómica en uma nos referimos a la masa de un átomo de ese elemento. Cuando expresamos la masa atómica en gramos, tenemos que coger muchos átomos de ese elemento (más adelante veremos cuantos) y se dice que tenemos un mol de átomos del mismo.
1 gramo hay 602409638554216867469876 uma. Se puede ver que un gramo contiene muchas uma.
8.4. Masa molecular gramo
Igualmente que como ocurre con los átomos, la masa de una molécula es muy pequeña y también se miden en uma.
De igual manera, y por cuestiones prácticas la masa de las moléculas se expresa en gramos. Cuando expresamos la masa molecular en uma nos referimos a la masa de una molécula. Cuando expresamos la masa molecular en gramos, tenemos que coger muchas moléculas de ese compuesto o elemento (más adelante veremos cuantas) y se dice que tenemos un mol de moléculas de la misma.
Las masas molares de una molécula se calculan sumando las masas molares de todos y cada uno de los átomos que forman parte de la molécula del compuesto o elemento.
8.5. Concepto de mol
El número 6,02. 10 23 es muy importante en química. Recibe el nombre de Número o Constante de Avogadro (NA)
Es el número de átomos de C que hay que reunir para que su masa sea igual a 12,0 g (el valor de la masa atómica en gramos). Por tanto:
Masa de 1 átomo de C: 12,0 u
Comparemos ahora las masas de un átomo de C y uno de H:
Observa que un átomo de H tiene una masa 12 veces inferior a uno de C.
Si ahora tomamos 6,02.1023 átomos de C y el mismo número de átomos de H, resultará que éstos tendrán una masa 12 veces menor:
Si repetimos este razonamiento para otros átomos llegaríamos a idénticas conclusiones:
Y lo mismo pasaría si extendemos el razonamiento a moléculas:
Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene 6,02.1023 unidades elementales.
Cuando se usa el mol las unidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser átomos, moléculas, iones…
El mol es la unidad de cantidad de materia del Sistema Internacional de Unidades (S.I.)
La masa de un mol en gramos es igual al valor de la masa atómica o molecular.
Es el número de átomos de C que hay que reunir para que su masa sea igual a 12,0 g (el valor de la masa atómica en gramos). Por tanto:
Masa de 1 átomo de C: 12,0 u
Masa de 6,02.1023 átomos de C: 12,0 g
Comparemos ahora las masas de un átomo de C y uno de H:
Masa de 1 átomo de C : 12 u
Masa de 1 átomo de H: 1 u
Observa que un átomo de H tiene una masa 12 veces inferior a uno de C.
Si ahora tomamos 6,02.1023 átomos de C y el mismo número de átomos de H, resultará que éstos tendrán una masa 12 veces menor:
Masa de 6,02.1023 átomos de C: 12,0 g
Masa de 6,02.1023 átomos de H: 1,0 g
Si repetimos este razonamiento para otros átomos llegaríamos a idénticas conclusiones:
Masa de 6,02.1023 átomos de O: 16,0 g
Masa de 6,02.1023 átomos de N: 14,0 g
Y lo mismo pasaría si extendemos el razonamiento a moléculas:
Masa de 6,02.1023 moléculas de H2O : 18,0 g
Masa de 6,02.1023 moléculas de CO2 : 44,0 g
Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene 6,02.1023 unidades elementales.
Cuando se usa el mol las unidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser átomos, moléculas, iones…
El mol es la unidad de cantidad de materia del Sistema Internacional de Unidades (S.I.)
La masa de un mol en gramos es igual al valor de la masa atómica o molecular.
Ejemplo 1 ¿Cuántos moles son:
a) 7,0 g de Na?
b) 20,5 g de H2O?
c) 64,8 g de H2SO4?
Solución:
a) 7,0 g de Na?
b) 20,5 g de H2O?
c) 64,8 g de H2SO4?
Solución:
Ejemplo 2. Necesitamos tener:
a) 1,20 moles de Zn.
b) 0,25 moles de CH4
c) 3,40 moles de H2CO3
¿Cuántos gramos deberemos pesar de cada sustancia? Solución:
a) 1,20 moles de Zn.
b) 0,25 moles de CH4
c) 3,40 moles de H2CO3
¿Cuántos gramos deberemos pesar de cada sustancia? Solución:
ANIMACIONES
9. FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
Las fórmulas empíricas son aquellas que expresan las clases de átomos de elementos que existen en la molécula y su número relativo.
Las fórmulas moleculares indican además, el número absoluto de cada tipo de átomo presente en la molécula.
Por ejemplo, para el benceno:
CH 
Fórmula empírica
Fórmula empírica
C6H6 Fórmula molecular
Fórmula molecular
10. DISOLUCIONES
Disolución. Mezcla homogénea de 2 ó más componentes, siendo el disolvente el que está en mayor proporción y el/los soluto/s los que están en menor proporción.
Algunas formas de expresar la concentración son:
- % en masa. Cantidad en gramos de soluto por cada 100 gramos de disolución.
- % en volumen. Cantidad en mililitros de soluto por cada 100 mililitros de disolución.
- g/L. Cantidad en gramos de soluto por cada litro (1000 mililitros) de disolución.
- Molaridad. Número de moles de soluto por cada litro de disolución (moles/litro).
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Hay dos tipos de formas de expresar la concentración: las de uso común en la vida diaria y las de uso común en el mundo de la química.
En la vida diaria expresamos la concentración de tres maneras diferentes: Concentración en masa entre volumen (es la forma de expresar la concentración en muchos etiquetados, por ejemplo en las aguas minerales), Concentración en tanto por ciento en masa (también es frecuente en el etiquetado) y Concentración en tanto por ciento en volumen (el grado alcohólico de las bebidas es una concentración de este tipo)
Concentración en masa / volumen
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Concentración en tanto por ciento en masa
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Concentración en tanto por ciento en volumen
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Molaridad
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| Molalidad |
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| Fracción molar |
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A) Masa de soluto que precisamos para preparar una disolución.
Masa de soluto
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B) Volumen de disolución concentrada que precisamos para preparar una disolución.
Volumen de disolución
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Antes de empezar debemos diferenciar claramente entre proceso físico y proceso químico:
11.1. Proceso físico: No cambia la composición química de la sustancia, tan solo tiene lugar una separación de una sustancia de otra en una mezcla o un cambio de estado. Ejemplos de procesos físicos son: evaporación, fusión, destilación, filtración, …
Los cambios de estado tienen nombres característicos que te presentamos en este diagrama:
11.2. Proceso químico: Implican un cambio de composición en la sustancia, es decir, tiene lugar una reacción química, en la que unas sustancias se transforman en otras de propiedades totalmente diferentes.
Hay muchos tipos de reacciones químicas, y aunque más adelante las clasificaremos atendiendo a su mecanismo y comportamiento químico (ácido-base, redox, precipitación, ...) por el momento, sólo vamos a clasificarlas atendiendo a cómo se reagrupan los átomos:
12. TIPOS DE REACCIONES
12.1. Reacciones de síntesis
Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja. Tienen la siguiente estructura:
A + B 
AB
donde A y B pueden ser elementos (en cuyo caso también se pueden llamar reacciones de formación de la sustancia AB) o compuestos. Por ejemplo: AB
N2 + 3 H2 2 NH3
2 NH3
Fe + S FeS
FeS
CaO + H2O Ca(OH)2
Ca(OH)2
SO2 + H2O H2SO3
H2SO3
CaO + SO2 CaSO3
CaSO3
12.2. Reacciones de descomposición.
Una sustancia se descompone para dar dos más simples. La estructura es la siguiente:
Una sustancia se descompone para dar dos más simples. La estructura es la siguiente:
AB A + B
donde A y B pueden ser elementos y/o compuestos. Por ejemplo: A + B
Ba(OH)2 BaO + H2O
BaO + H2O
H2SO3 SO2 + H2O
SO2 + H2O
2 HgO 2 Hg + O2
2 Hg + O2
PbCO3 PbO + CO2
PbO + CO2
Si el proceso de descomposición se realiza con la ayuda de electricidad, las reacciones se denominan de Electrólisis, por ejemplo:
2 H2O 2 H2 + O2
2 H2 + O2
2 NaCl 2 Na + Cl2
2 Na + Cl2Uno de los elementos que forma parte de un compuesto es sustituido por otro. La estructura de la reacción es la siguiente:
AB + X AX + B
AX + Bpor ejemplo:
Cu + 2 AgNO3 Cu(NO3)2 + 2 Ag
Cu(NO3)2 + 2 Ag
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
ZnSO4 + H2
Cl2 + 2 KBr 2 KCl + Br2
2 KCl + Br2Estas reacciones equivalen a una doble descomposición o un intercambio. La estructura general es:
AB + XY AX + BY
AX + BY
por ejemplo:
AgNO3 + NaCl NaNO3 + AgCl
NaNO3 + AgCl
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O
Na2SO4 + 2 H2O
Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + CO2
2 NaCl + H2O + CO2
12.5. Reacciones de Neutralización
Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio. Su particularidad es que ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido.
Por ejemplo, la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio. La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:
H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) à 2 H2O (l) + Na2SO4 (ac)
Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía. Las reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular es una de ellas.
Combustión: un hidrocarburo orgánico reacciona con el oxígeno para producir agua y dióxido de carbono.
hidrocarburo + O2 à H2O + CO2
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En esta reacción, la glucosa es un hidrocarburo que reacciona con el oxígeno, resultando en los productos de la combustión – el agua y el dióxido de carbono. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
C6H12O6 + O2 à H2O + CO2
Preguntas:
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ANIMACIONES
13. NOTACIÓN DE LAS REACCIONES
Los cambios químicos se representan o escriben mediante lo que denominamos como ecuación química.
En una ecuación química los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha y en medio una flecha.
Los cambios químicos se representan o escriben mediante lo que denominamos como ecuación química.
En una ecuación química los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha y en medio una flecha.
Hemos comentado que en las reacciones químicas los reactivos desaparecen y se convierten en productos. También puede pasar que los productos se conviertan de nuevo en los reactivos. Por tanto se producen dos procesos químicos simultáneamente, uno en el que los reactivos se convierten en productos y otro en sentido contrario en el que los productos se convierten en reactivos. Cuando esto sucede se dice que estamos en una situación de equilibrio químico.
13.1 Justificación del ajuste químico
Dado que los átomos se conservan en las reacciones químicas, debe haber el mismo número y tipo de átomos en los reactivos y en los productos.
Ajustar una reacción consiste en colocar unos "números" delante de cada una de las fórmulas de los reactivos y productos, llamados coeficientes estequiométricos, que multiplican el valor del número de átomos del compuesto al que precede.
Dicho con otras palabras, el coeficiente estequiométrico de un compuesto indica cuantas veces está presente ese compuesto en la reacción química.
Existen fundamentalmente dos métodos de ajustes de reacciones: el método de tanteo y el de los coeficientes indeterminados.
La siguiente reacción está sin ajustar, en la zona de los reactivos tenemos cuatro átomos de C y en los productos solo uno:
Para ajustarla tenemos que buscar los coeficientes que logran que el número de átomos de cada elemento sea igual en los reactivos que en los productos:
2 CO(g) + O2(g) ---------- 2 CO2(g)
2 HgO(s) ------------- 2 Hg(l) + O2(g)
2 HCl(ac) + Zn(s) ------------ ZnCl2(ac) + H2(g)
13.1.1. Método de ajuste por tanteo
Este método consiste en probar con diferentes valores para los coeficientes estequiométricos hasta que se cumpla que haya el mismo número de átomos de cada tipo en productos y reactivos.
Una reacción puede estar ajustada para diferentes valores de los coeficientes estequiométricos. Los coeficientes también pueden tener valores fraccionarios.
Normalmente se ajustan las reacciones dando el menor valor posible a los coeficientes, evitando los coeficientes fraccionarios.
13.1.2. Método de los coeficientes indeterminados
En este método seguimos estos pasos:
1. Cada uno de los coeficientes se considera una incógnita que se representa con una letra.
2. Se construye una ecuación para cada elemento químico, con ello s e construye un sistema de ecuaciones que tendrá tantas ecuaciones como elementos químicos diferentes tenga la reacción química.
3. Se asigna un valor arbitrario (el que se quiera) a cualquiera de los coeficientes. Normalmente se procura que sea uno sencillo.
4. Se resuelve el sistema de ecuaciones, y se coloca en la reacción química el valor de los coeficientes calculados. Si se desea se puede simplificar el resultado dividiendo todos los coeficientes por un mismo valor.
Existen varios métodos para ajustar ecuaciones químicas. Se empleará el de los coeficientes variables. Para ello, se asigna una incógnita a cada una de las fórmulas que aparecen en la ecuación química. Por ejemplo, en la reacción entre el trioxocarbonato(IV) de sodio y el cloruro de hidrógeno, que produce cloruro de sodio, agua y dióxido de carbono:
En este método seguimos estos pasos:
1. Cada uno de los coeficientes se considera una incógnita que se representa con una letra.
2. Se construye una ecuación para cada elemento químico, con ello s e construye un sistema de ecuaciones que tendrá tantas ecuaciones como elementos químicos diferentes tenga la reacción química.
3. Se asigna un valor arbitrario (el que se quiera) a cualquiera de los coeficientes. Normalmente se procura que sea uno sencillo.
4. Se resuelve el sistema de ecuaciones, y se coloca en la reacción química el valor de los coeficientes calculados. Si se desea se puede simplificar el resultado dividiendo todos los coeficientes por un mismo valor.
Existen varios métodos para ajustar ecuaciones químicas. Se empleará el de los coeficientes variables. Para ello, se asigna una incógnita a cada una de las fórmulas que aparecen en la ecuación química. Por ejemplo, en la reacción entre el trioxocarbonato(IV) de sodio y el cloruro de hidrógeno, que produce cloruro de sodio, agua y dióxido de carbono:
a Na2CO3 + b HCl 
c NaCl + d CO2 + e H2O
c NaCl + d CO2 + e H2O
Na . a · 2 = c · 1
C . a · 1 = d · 1
O . a · 3 = d · 2 + e · 1
H . b · 1 = e · 2
Cl . b · 1 = c · 1
Para cada elemento se establece una ecuación, que iguala los átomo de ese elemento en los reactivos y en los productos:
Aparece un sistema indeterminado que hay que resolver. Se resuelve por tanteo, asignando, a una de las incógnitas, un valor.
Aparece un sistema indeterminado que hay que resolver. Se resuelve por tanteo, asignando, a una de las incógnitas, un valor.
Si se hace que b = 2, resulta e = 1, c = 2, a = 1 y d = 1. La ecuación es:
Na2CO3 + 2·HCl 2·NaCl + CO2 + H2O
2·NaCl + CO2 + H2O
Resumen de relaciones estequiométricas
Ajuste de reacciones
1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7
La descripción detallada de todo el proceso, que a nivel atómico se produce durante una reacción química, se conoce con el nombre de mecanismo de reacción.
Por tanto, el mecanismo de una reacción no es más que explicar con el mayor detalle posible como se producen los cambios de los reactivos para llegar a los productos. Esto implica indicar la posición de los átomos y la formación y ruptura de los enlaces a lo largo del proceso de reacción.
Actualmente la forma de determinar los mecanismos de reacción es mediante experimentos de laboratorio (de energía, de velocidad de reacción, de detección de intermedios, etc.) y/o mediante cálculos computacionales empleando principios de la llamada química teórica. De todas formas se considera que es imposible conocer un mecanismo con una seguridad total.
Los mecanismos se clasifican en dos grandes grupos:
15.1. Velocidad de reacción
Velocidad de reacción. Es una medida relacionada con el tiempo que tardan los reactivos en transformarse en productos.
La velocidad de una reacción química depende fundamentalmente de los siguientes factores:
Un catalizador es una sustancia, distinta a los reactivos o los productos, que modifican la velocidad de una reacción. Al final de la misma, el catalizador se recupera por completo e inalterado. En general, hace falta muy poca cantidad de catalizador.
Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción, pero no la cantidad de producto que se forma.
- Toda reacción química debe estar ajustada.
- Las relaciones molares en una reacción química vienen dados por los coeficientes estequiométricos.
- El número de moléculas está relacionado con el número de moles mediante el número de Avogadro.
- El número de moles y la masa de las sustancias están relacionados mediante la masa molar.
- En el caso de gases ideales, el volumen de estos se relacionan con los moles a través de la ecuación general de los gases ideales.
Ejemplos
1. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas, usando el applet e indica el tipo de reacción de cada una:
a) C8H18 + O2 ® CO2 + H2O
b) CaCO3 + HCl ® CaCl2 + CO2 + H2O
c) Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2
d) NaCl + MnO2 + H2SO4 ® MnSO4 + Na2SO4 + Cl2 + H2O
e) PbS + H2O2 ® PbSO4 + H2O
f) HCl + K2Cr2O7 ® Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O
g) NH3 + O2 ® NO + H2O
h) Sn + HNO3 ® SnO2 + NO2 + H2O
i) HI + HNO3 ® NO + H2O + I2
j) KMnO4 + HCl ® MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O
2. Indica si las ecuaciones químicas siguientes corresponden a reacciones de síntesis, de descomposición o desplazamiento y ajústalas:
a) HCl (ac) + Al(OH)3 (s) ® AlCl3 (ac) + H2O (l)
b) Fe (s) + CuSO4 (ac) ® Cu (s) + FeSO4 (ac)
c) HgO (s) ® Hg (s) + O2 (g)
d) SO2 (g) + O2 (g) ® SO3 (g)
e) H2S (ac) + O2 (g) ® S (s) + H2O (l)
f) NH3 (g)+ Mg (s) ® Mg3N2 (s)+ H2 (g)
3. Completa y ajusta mediante el applet las siguientes ecuaciones químicas:
a) CaO + H2O ® ...........
b) Zn + HCl ® ......... + .........
c) Al + H2SO4 ® ........ + .........
d) C5H10 + O2 ® ......... + .........
e) Ca(OH)2 + HCl ® ....... + .........
f) Mg(OH)2 + HNO3 ® ........ + .......
g) H2SO4 + Ba(OH)2 ® ......... + .........
h) Ag2O ® ........ + ........
i) ZnO + C ® ....... + ......
j) CH3COOH + CH3CH2CH2OH ® ............................... + .........
ANIMACIONES
Ajuste de reacciones
1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7
14. MECANISMOS DE REACCIÓN
Hemos comentado que en las reacciones químicas se producen procesos de ruptura y formación de enlaces químicos.
La descripción detallada de todo el proceso, que a nivel atómico se produce durante una reacción química, se conoce con el nombre de mecanismo de reacción.
Por tanto, el mecanismo de una reacción no es más que explicar con el mayor detalle posible como se producen los cambios de los reactivos para llegar a los productos. Esto implica indicar la posición de los átomos y la formación y ruptura de los enlaces a lo largo del proceso de reacción.
Actualmente la forma de determinar los mecanismos de reacción es mediante experimentos de laboratorio (de energía, de velocidad de reacción, de detección de intermedios, etc.) y/o mediante cálculos computacionales empleando principios de la llamada química teórica. De todas formas se considera que es imposible conocer un mecanismo con una seguridad total.
Los mecanismos se clasifican en dos grandes grupos:
- Mecanismos elementales o concertados: son aquellos en los que los reactivos se convierten directamente en productos sin que se forme entremedio ninguna otra especie química.
- Mecanismos por etapas o complejas: en este caso los reactivos no se transforma directamente en productos sino que se transforman en "intermedios de reacción" que a su vez se transforman en los productos.
- Unimoleculares: Sólo participa una molécula.
- Bimoleculares: Participan 2 moléculas.
- Trimoleculares: Participan 3 moléculas.
14.1. Teoría de colisiones
La teoría de colisiones es un modelo para explicar los mecanismos de las reacciones químicas.
Según esta teoría para que se produzca una reacción deben cumplirse tres condiciones:
La teoría de colisiones permite explicar los siguientes aspectos de las reacciones químicas:
Esta teoría también presenta algunas limitaciones, por ejemplo:
Como hemos comentado los reactivos deben de chocar con una orientación adecuada y con energía suficiente para que los reactivos se transformen en productos. A la energía mínima necesaria que los reactivos deben de tener para que la colisión sea eficaz se le denomina energía de activación.
Cuando las moléculas de los reactivos están colisionando con la orientación adecuada y con la energía activación necesaria, se encuentra una especie característica en la que se están rompiendo y formando enlaces químicos, se le denomina estado de transición.
Un ejemplo de la energía de activación puede ser el siguiente. Aunque pongamos la madera en la chimenea por sí sola no prenderá. Lo mismo ocurre con una cerilla o un mechero. Si pulsamos la palanca del mechero, el gas sale de su depósito, pero no arde.
Para que una reacción comience necesita energía, energía de activación. Por eso para que la cerilla prenda debemos frotarla con el rascador de la caja de cerillas. Así la cerilla se calienta y el combustible de su cabeza prende, ese calor suministrado con el frotamiento es la energía de activación.
La teoría de colisiones es un modelo para explicar los mecanismos de las reacciones químicas.
Según esta teoría para que se produzca una reacción deben cumplirse tres condiciones:
- Las moléculas de los reactivos tienen que chocar entre sí.
- Estos choques deben de producirse con energía suficiente de forma que se puedan romper y formar enlaces químicos.
- En el choque debe haber una orientación adecuada para que los enlaces que se tienen que romper y formar estén a una distancia y posición viable.
- A continuación se ponen dos ejemplos esquemáticos de como podrían ser según la teoría de colisiones dos reacciones químicas.
La teoría de colisiones permite explicar los siguientes aspectos de las reacciones químicas:
- Posible mecanismo de transformación de reactivos en productos.
- Ley de conservación de la masa.
- Energía de reacción.
- Velocidad de reacción.
- Independencia entre la energía y la velocidad de reacción.
Esta teoría también presenta algunas limitaciones, por ejemplo:
- Hay reacciones unimoleculares en las que un reactivo se descompone "sin chocar".
- Algunas reacciones complejas no se explican bien con esta teoría.
Como hemos comentado los reactivos deben de chocar con una orientación adecuada y con energía suficiente para que los reactivos se transformen en productos. A la energía mínima necesaria que los reactivos deben de tener para que la colisión sea eficaz se le denomina energía de activación.
Cuando las moléculas de los reactivos están colisionando con la orientación adecuada y con la energía activación necesaria, se encuentra una especie característica en la que se están rompiendo y formando enlaces químicos, se le denomina estado de transición.
Un ejemplo de la energía de activación puede ser el siguiente. Aunque pongamos la madera en la chimenea por sí sola no prenderá. Lo mismo ocurre con una cerilla o un mechero. Si pulsamos la palanca del mechero, el gas sale de su depósito, pero no arde.
Para que una reacción comience necesita energía, energía de activación. Por eso para que la cerilla prenda debemos frotarla con el rascador de la caja de cerillas. Así la cerilla se calienta y el combustible de su cabeza prende, ese calor suministrado con el frotamiento es la energía de activación.
15. RELACIÓN ENTRE ENERGÍA Y VELOCIDAD DE REACCIÓN
La velocidad de una reacción no está relacionada directamente con su energía de reacción. Una reacción puede ser rápida y ser exotérmica o endotérmica y viceversa.
La energía de reacción se obtiene de restar la energía de los enlaces que se rompen a la energía de los enlaces que se forman.
La velocidad está relacionada con la facilidad o dificultad para romper los enlaces.
Ambos factores no están directamente relacionados, por lo que no se puede establecer relación entre energía y velocidad.
Cuando se produce una reacción química, los enlaces que unen los átomos deben romperse y formarse otros nuevos. Las moléculas se rompen y se forman moléculas nuevas, diferentes de las que había anteriormente.
Para poder romper los enlaces existentes, es necesario suministrar una energía, la energía de activación, que permite que la transformación química comience.
Si los productos de la reacción tienen menos energía que los reactivos, variación de energía < 0, la propia reacción producirá energía y continuará por sí sola: es una reacción exotérmica. Pero para iniciarla seguirá siendo necesario suministrar la energía de activación. Así, para encender una cerilla, basta frotarla con el rascador. Una vez iniciada la combustión, ésta continuará, pero se necesita frotar para que la cerilla encienda.
Si los productos tienen más energía que los reactivos, variación de energía > 0, la reacción no produce energía, sino que la consume y es necesario suministrar energía constantemente para que la reacción tenga lugar, en caso contrario, se detiene: es una reacción endotérmica. Por eso, al cocinar, se debe mantener los alimentos sobre el fuego, en el momento en que dejan de calentarse, la reacción se detiene y los alimentos quedan crudos.
CH4 + 2 O2 --------------------------- CO2 + 2 H2O + 875 kJ (Proceso exotérmico)
La energía de reacción se obtiene de restar la energía de los enlaces que se rompen a la energía de los enlaces que se forman.
La velocidad está relacionada con la facilidad o dificultad para romper los enlaces.
Ambos factores no están directamente relacionados, por lo que no se puede establecer relación entre energía y velocidad.
Cuando se produce una reacción química, los enlaces que unen los átomos deben romperse y formarse otros nuevos. Las moléculas se rompen y se forman moléculas nuevas, diferentes de las que había anteriormente.
Para poder romper los enlaces existentes, es necesario suministrar una energía, la energía de activación, que permite que la transformación química comience.
Si los productos de la reacción tienen menos energía que los reactivos, variación de energía < 0, la propia reacción producirá energía y continuará por sí sola: es una reacción exotérmica. Pero para iniciarla seguirá siendo necesario suministrar la energía de activación. Así, para encender una cerilla, basta frotarla con el rascador. Una vez iniciada la combustión, ésta continuará, pero se necesita frotar para que la cerilla encienda.
Si los productos tienen más energía que los reactivos, variación de energía > 0, la reacción no produce energía, sino que la consume y es necesario suministrar energía constantemente para que la reacción tenga lugar, en caso contrario, se detiene: es una reacción endotérmica. Por eso, al cocinar, se debe mantener los alimentos sobre el fuego, en el momento en que dejan de calentarse, la reacción se detiene y los alimentos quedan crudos.
El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del proceso:
CH4 + 2 O2 --------------------------- CO2 + 2 H2O + 875 kJ (Proceso exotérmico)
2 KClO3 + 89,4 (kJ) ---------------------------- 2 KCl + 3 O2 (Proceso endotérmico)
Una reacción química ajustada nos da, por tanto, la siguiente información:
15.1. Velocidad de reacción
Velocidad de reacción. Es una medida relacionada con el tiempo que tardan los reactivos en transformarse en productos.
La velocidad de una reacción química depende fundamentalmente de los siguientes factores:
- Naturaleza de los reactivos. Cuanta más afinidad tengan entre ellos mayor será la velocidad de reacción.
- Temperatura. En general, la velocidad de una reacción química aumenta conforme se eleva la temperatura.
- Grado de división de los reactivos. Cuanto más divididos están los reactivos, más rápida es la reacción. Esto es así porque se aumenta la superficie expuesta a la misma.
- Presencia de catalizadores. Aceleran la velocidad de reacción disminuyendo la enrgía de activación.
- Presencia de inhibidores. Disminuye la velocidad de reacción
- La concentración de los reactivos. Para aumentar la concentración de un reactivo:
- Si es un gas, se consigue elevando su presión.
- Si se encuentra en disolución, se consigue cambiando la relación entre el soluto y el disolvente.
- Superficie de contacto de los reactivos
Un catalizador es una sustancia, distinta a los reactivos o los productos, que modifican la velocidad de una reacción. Al final de la misma, el catalizador se recupera por completo e inalterado. En general, hace falta muy poca cantidad de catalizador.
Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción, pero no la cantidad de producto que se forma.
ANIMACIONES DE REACCIONES
16. PROPIEDADES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
16.1. Conservación de la masa
Si tuviéramos que decidir cuál es la ley o principio más importante en el campo de la Química no cabría ninguna duda, el principio de consevación de la masa o ley de Lavoisier. Y no por su complejidad, que no tiene ninguna, sino porque su establecimiento, a finales del siglo XVIII, marcó el nacimiento de la química moderna y el abandono de su predecesora, la alquimia. y por ello a su autor, el francés Antoine-Laurent Lavoisier ( 1743-1794) se le conoce como el padre de la química.
Se puede enunciar de distintas formas:
La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.
En una reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.
En una reacción química los átomos no desaparecen, simplemente se ordenan de otra manera.
Aunque te pueda parecer muy lógica y sensata esta idea, y que no tiene mucho mérito haber llegado a esa conclusión, Lavoisier tuvo que realizar numerosos y meticulosos experimentos para convencer a los que por entonces pensaban que al calentar un metal este ganaba masa cuando se convertía en una nueva sustancia. Lavoisier midió en un recipiente cerrado las masas del sólido y el aire antes y después de la combustión y llegó a la conclusión de quela masa que ganaba el metal era igual a la masa de aire que se perdía.
Si tuviéramos que decidir cuál es la ley o principio más importante en el campo de la Química no cabría ninguna duda, el principio de consevación de la masa o ley de Lavoisier. Y no por su complejidad, que no tiene ninguna, sino porque su establecimiento, a finales del siglo XVIII, marcó el nacimiento de la química moderna y el abandono de su predecesora, la alquimia. y por ello a su autor, el francés Antoine-Laurent Lavoisier ( 1743-1794) se le conoce como el padre de la química.
Se puede enunciar de distintas formas:
La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.
En una reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.
En una reacción química los átomos no desaparecen, simplemente se ordenan de otra manera.
Aunque te pueda parecer muy lógica y sensata esta idea, y que no tiene mucho mérito haber llegado a esa conclusión, Lavoisier tuvo que realizar numerosos y meticulosos experimentos para convencer a los que por entonces pensaban que al calentar un metal este ganaba masa cuando se convertía en una nueva sustancia. Lavoisier midió en un recipiente cerrado las masas del sólido y el aire antes y después de la combustión y llegó a la conclusión de quela masa que ganaba el metal era igual a la masa de aire que se perdía.
ANIMACIONES
16.2. Hipótesis de Avogadro
Los gases ideales cumplen la hipótesis de Avogadro que establece que "una cantidad de cualquier tipo de gas, en un mismo volumen, a la misma temperatura y la misma presión, contiene el mismo número de moléculas, independientemente del tipo de gas que sea".
En condiciones normales (0ºC y 1 atm), 1 mol de gas ideal (que contiene NA moléculas), ocupa 22,4 litros, independientemente del tipo de gas que haya dentro del recipiente.
El volumen de un gas ideal en unas determinadas condiciones de presión y temperatura, se calcula a través de la ecuación general de los gases ideales.
ANIMACIONES
Hipótesis de Avogadro
16.3. Ley de las proporciones o ley de Proust
GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura.
Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:
GAY-LUSSAC observó que el volumen de la combinación gaseosa resultante era inferior o a lo más igual a la suma de los volúmenes de las substancias gaseosas que se combinan.
La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y líquidos reaccionantes tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para formar anhídrido sulfuroso.
16.2. Hipótesis de Avogadro
Los gases ideales cumplen la hipótesis de Avogadro que establece que "una cantidad de cualquier tipo de gas, en un mismo volumen, a la misma temperatura y la misma presión, contiene el mismo número de moléculas, independientemente del tipo de gas que sea".
En condiciones normales (0ºC y 1 atm), 1 mol de gas ideal (que contiene NA moléculas), ocupa 22,4 litros, independientemente del tipo de gas que haya dentro del recipiente.
El volumen de un gas ideal en unas determinadas condiciones de presión y temperatura, se calcula a través de la ecuación general de los gases ideales.
 |  |
Avogadro también supuso que en la mayoría de los elementos gaseosos, sus moléculas están formadas por la unión de dos átomos, es decir, son moléculas diatómicas.
Todo ello permitió deducir algunas fórmulas para compuestos gaseosos. Veamos algunos ejemplos:
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Hoy se sabe que salvo en gases nobles, los elementos gaseosos están agrupados en moléculas diatómicas, es decir, están formados por la unión de dos átomos (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2, ...)
Hipótesis de Avogadro
16.3. Ley de las proporciones o ley de Proust
Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo.
Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista
Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.
Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.
Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre.
16.4. Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).
Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.
La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:
Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.
El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803 como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de los mismos.
Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista
Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.
Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.
Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre.
La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después, de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust.
16.4. Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).
Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.
La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:
Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.
El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803 como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de los mismos.
16.5. Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).
Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.
Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g de hidrógeno, para formar agua; 4,4321 g de cloro, para formar anhídrido hipocloroso; 0,3753 g de carbono para formar gas carbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas sulfuroso, y 2,5050 g de calcio, para formar óxido cálcico. Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades, multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí para formar los correspondientes compuestos
Esta ley llamada también de las proporciones equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios años más tarde por WENZEL.
La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del elemento que se toma como tipo de referencia.
Al ser el oxígeno el elemento que se combina con casi todos los demás se tomó inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxígeno; la cantidad en peso de cada elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxígeno era su peso de combinación. El menor peso de combinación que así se encontraba era el del hidrógeno, por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinación de los elementos el valor 1 para el hidrógeno; en esta escala el oxígeno tiene el valor 7,9365 (según las investigaciones últimamente realizadas) y otros elementos tienen también valores algo inferiores a números enteros. Pero puesto que el hidrógeno se combina con muy pocos elementos y el peso de combinación de éstos tenía que encontrarse en general a partir de su combinación con el oxígeno, se decidió finalmente tomar nuevamente el oxígeno como base de los pesos de combinación redondeando su peso tipo a 8,000; el del hidrógeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora números aproximadamente enteros.
Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico.
Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos elementos tienen varios equivalentes.
ANIMACIONES
16.6. Ley de los volúmenes de combinación (de Gay-Lussac)
Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen en que los gases se combinan.
En cualquier reacción química los volúmenes de todas las substancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos.
Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.
Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g de hidrógeno, para formar agua; 4,4321 g de cloro, para formar anhídrido hipocloroso; 0,3753 g de carbono para formar gas carbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas sulfuroso, y 2,5050 g de calcio, para formar óxido cálcico. Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades, multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí para formar los correspondientes compuestos
Esta ley llamada también de las proporciones equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios años más tarde por WENZEL.
La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del elemento que se toma como tipo de referencia.
Al ser el oxígeno el elemento que se combina con casi todos los demás se tomó inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxígeno; la cantidad en peso de cada elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxígeno era su peso de combinación. El menor peso de combinación que así se encontraba era el del hidrógeno, por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinación de los elementos el valor 1 para el hidrógeno; en esta escala el oxígeno tiene el valor 7,9365 (según las investigaciones últimamente realizadas) y otros elementos tienen también valores algo inferiores a números enteros. Pero puesto que el hidrógeno se combina con muy pocos elementos y el peso de combinación de éstos tenía que encontrarse en general a partir de su combinación con el oxígeno, se decidió finalmente tomar nuevamente el oxígeno como base de los pesos de combinación redondeando su peso tipo a 8,000; el del hidrógeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora números aproximadamente enteros.
Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico.
Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos elementos tienen varios equivalentes.
16.6. Ley de los volúmenes de combinación (de Gay-Lussac)
Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen en que los gases se combinan.
En cualquier reacción química los volúmenes de todas las substancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos.
GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura.
Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:
La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y líquidos reaccionantes tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para formar anhídrido sulfuroso.
ANIMACIONES
16.7. Hipótesis atómicas de Dalton
Las hipótesis atómicas fueron unas teorías emitidas por Dalton en el año 1808, tratando de explicar las tres leyes ponderales.
Las hipótesis atómicas fueron unas teorías emitidas por Dalton en el año 1808, tratando de explicar las tres leyes ponderales.
El filósofo griego Demócrito ya sostenía teorías similares, en su gran concepción, en el siglo IV a. d. C.
La teoría de Dalton puede resumirse en los siguientes puntos:
a) Ley de la conservación de la masa: La cuarta hipótesis establecida por Dalton, es otra forma de enunciar la ley de conservación de la masa. Si los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, es lógico que la masa de los productos y de los reactivos permanezca constante.
b) Ley de las proporciones definidas: La tercera hipótesis de Dalton, sugiere que para la formación de un compuesto los átomos de los distintos elementos que lo forman deben estar en una proporción numérica sencilla y determinada. Si además, todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa, es fácil deducir que la proporción en masa deberá ser constante.
c) Ley de las proporciones múltiples: Si los átomos de un mismo elemento son idénticos y la proporción en que forman los compuestos es sencilla, es lógico deducir que si dos elementos forman más de un compuesto, exista una relación numérica simple entre las cantidades del se4gundo elemento que se combinan con una cantidad fija del primero. Por ejemplo, entre el CO2 y el CO, esa relación será de 2 ya que para una cantidad fija de carbono, el dióxido de carbono tendrá el doble de oxígeno que el monóxido de carbono.
Hoy se sabe que existen algunos fallos:
La teoría de Dalton puede resumirse en los siguientes puntos:
- La materia está compuesta por partículas indivisibles llamadas átomos: "La materia, aunque divisible en grado extremo, no lo es indefinidamente, esto es, debe haber un punto más allá del cual no se puede dividir".
- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Los átomos de distintos elementos, poseen masa y propiedades diferentes.
- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos que lo constituyen en una relación numérica sencilla (Regla de la máxima simplicidad).
- Las reacciones químicas sólo son una reestructuración de los átomos. Los átomos se agrupan de forma diferente a como lo estaban inicialmente, pero ni se forman ni se destruyen.
a) Ley de la conservación de la masa: La cuarta hipótesis establecida por Dalton, es otra forma de enunciar la ley de conservación de la masa. Si los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, es lógico que la masa de los productos y de los reactivos permanezca constante.
b) Ley de las proporciones definidas: La tercera hipótesis de Dalton, sugiere que para la formación de un compuesto los átomos de los distintos elementos que lo forman deben estar en una proporción numérica sencilla y determinada. Si además, todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa, es fácil deducir que la proporción en masa deberá ser constante.
c) Ley de las proporciones múltiples: Si los átomos de un mismo elemento son idénticos y la proporción en que forman los compuestos es sencilla, es lógico deducir que si dos elementos forman más de un compuesto, exista una relación numérica simple entre las cantidades del se4gundo elemento que se combinan con una cantidad fija del primero. Por ejemplo, entre el CO2 y el CO, esa relación será de 2 ya que para una cantidad fija de carbono, el dióxido de carbono tendrá el doble de oxígeno que el monóxido de carbono.
Hoy se sabe que existen algunos fallos:
- Los átomos no son indivisibles, poseen electrones, protones y neutrones. En la actualidad, se han descubierto muchas más partículas subatómicas clasificadas en dos grandes grupos: los leptones y los quarks. Puedes encontrar más información en la página:
- La existencia de isótopos (átomos de un mismo elemento pero con diferente masa ya que tienen distinto número de neutrones en el núcleo).
- La Regla de la máxima simplicidad llevó a Dalton a asignar fórmulas erróneas a algunos compuestos, por ejemplo, al agua le asignó la fórmula HO y al amoniaco NH.
- En las reacciones nucleares, los átomos pueden transmutarse unos en otros emitiendo partículas radiactivas y energía.
- La búsqueda sistemática de nuevos elementos químicos.
- La ordenación de los elementos químicos según sus distintas propiedades, lo que condujo al Sistema periódico.
- La obtención de fórmulas químicas de compuestos.
17. ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS
Hasta aquella época se conocían tres leyes:
17.1. Ley de Boyle y Mariotte
Hasta aquella época se conocían tres leyes:
17.1. Ley de Boyle y Mariotte
Si tenemos un gas encerrado en un recipiente de volumen variable y mantenemos la temperatura constante, a medida que reducimos el volumen, la presión aumentará inversamente proporcional y viceversa, es decir:
donde K1 es una constante que sólo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y de la temperatura.
si el V
, entonces la P
es decir: P x V = K1
, entonces la P es decir: P x V = K1donde K1 es una constante que sólo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y de la temperatura.
17.2. Ley de Charles y Gay-Lussac
Si tenemos un gas encerrado en un recipiente y mantenemos la presión constante, si aumentamos la temperatura el volumen deberá aumentar (para que la presión no varíe), es decir:
donde K2 es una constante que sólo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y de la presión.
Si representamos en una gráfica V = f(T), para cada una de las sustancias sale un recta; y si prolongamos cada una de ellas corta el eje de abcisas en ‑273'15ºC que es el cero absoluto, ya que, teóricamente, a esa temperatura, el volumen de cualquier sustancia sería nulo. Lo mismo ocurre si representamos en una gráfica P = f(T):
Nunca se ha llegado a alcanzar esa temperatura de ‑273'15ºC, por eso, se definió la escala Kelvin de Temperaturas, donde dicho valor se toma como cero absoluto. Es obvio que en esta escala no podrán existir temperaturas negativas ni nula.
17.3. Ley de Avogadro
si T , entonces, el V es decir: V = K2 x T
, entonces, el V es decir: V = K2 x Tdonde K2 es una constante que sólo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y de la presión.
Si representamos en una gráfica V = f(T), para cada una de las sustancias sale un recta; y si prolongamos cada una de ellas corta el eje de abcisas en ‑273'15ºC que es el cero absoluto, ya que, teóricamente, a esa temperatura, el volumen de cualquier sustancia sería nulo. Lo mismo ocurre si representamos en una gráfica P = f(T):
Nunca se ha llegado a alcanzar esa temperatura de ‑273'15ºC, por eso, se definió la escala Kelvin de Temperaturas, donde dicho valor se toma como cero absoluto. Es obvio que en esta escala no podrán existir temperaturas negativas ni nula.
17.3. Ley de Avogadro
Si tenemos un gas encerrado en un recipiente y mantenemos la presión constante, si aumentamos la cantidad de gas (moles) el volumen deberá aumentar (para que la presión no varíe), es decir:
donde n es el número de moles de gas y K3 es una constante que sólo depende de la presión y de la temperatura.
De las tres expresiones se puede deducir que:
donde R es una constante cuyo valor sólo depende de las unidades elegidas para la presión, volumen, temperatura y cantidad de gas, por ejemplo:
los gases que cumplen la ecuación dicha ecuación, se llaman gases ideales o perfectos. No hay ningún gas que cumpla exactamente dicha ecuación, pero la mayoría se acercan bastante a ella.
si n , entonces, el V es decir: V = K3 x n
, entonces, el V es decir: V = K3 x nDe las tres expresiones se puede deducir que:
| R = 0,082 (atm.litro/mol.K) |
| R = 1,98 (calorías/mol.K) |
| R = 8,31 ( julios/mol.K ) |
Las condiciones normales de operación se definen como:
| P = 1 atm |
| T = 0 ºC = 273 K |
P . V = n . R . T
1 . V = 1 . 0'082 . 273
V = 22'4 litros
17.4. Disoluciones gaseosas. Ley de Dalton de las presiones parciales
Cuando tenemos una mezcla de gases ideales contenidos en un volumen V, se puede escribir (aplicando la ecuación de los gases perfectos, que:
Por otra parte:
si dividimos ordenadamente 
y despejando la presión parcial del gas A:
por lo tanto, la ley de Dalton de las presiones parciales viene determinada por la ecuación:
| PA = PT . xA |
| PB = PT . xB |
| xA + xB = 1 |
| PA + PB = PT |
21. OTROS CONTENIDOS
22. VÍDEOS
La reacción entre el ácido clorhídrico y el hierro
Pila Daniell
Electrólisis | Disolución acuosa de sulfato de cobre (II)
22. VÍDEOS
La reacción entre el ácido clorhídrico y el hierro
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Balanceo de ecuaciones redox
Factor que afecta la velocidad : la temperatura
Factor que afecta la velocidad : la concentración Vídeo 1
Vídeo 2
Vídeo 3
Vídeo 4
Oxidación de una manzanaCombustión del metano
Combustión del propanoReaccione químicas
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