04- Unidad 4 Reacciones Quimicas Para Ambientales

Química

Unidad 4Reacciones Químicas Inorgánicas y Orgánicas

Reacciones Químicas Inorgánicas y Orgánicas

4.1. Conceptos de mol, soluciones y reacciones4.2. Concepto de estequiometria4.3. Leyes estequiométricas4.4. Ley de la conservación de la materia4.5. Ley de las proporciones constantes4.6. Ley de las proporciones múltiples4.7. Cálculos estequiométricos A:4.8. unidades de medida usuales: átomo - gramo, mol-gramo, volumen-gramo

molecular, número de Avogadro.4.9. Cálculos estequiométricos B: relación peso - peso, relación peso-volumen reactivo limitante, reactivo en exceso, grado de conversión o rendimiento4.10. Reacciones Químicas Simples.4.11. Acido-base4.12. Obtención de compuestos orgánicos: halogenuros, combustión de hidrocarburos, benceno y sus derivados, polímeros4.13. Compuestos de importancia económica, industrial y ambiental

Concepto de mol Los símbolos químicos y las formulas. (H y H2O) son una forma

abreviada utilizada para identificar los elementos y compuestos químicos.

El símbolo de un elemento puede representar un átomo del elemento. La formula de un compuesto puede representar una molécula o una

forma unitaria del compuesto. Los símbolos y las formulas pueden representar además un grupo de

átomos o de formulas unitarias. Debido a que los átomos son tan pequeños, en el laboratorio los

químicos trabajan con grandes cantidades de átomos.

• Una de esas cantidades de átomos, se le conoce como mol, la cual contiene un numero especifico de unidades.

¿Que es un mol?

Un mol es un cierto número de moléculas, átomos, electrones u otro tipo de partículas.

Un mol se compone de 6.02 x 10 23 moléculas aunque por conveniencia en los cálculos, podemos utilizar otras especificaciones no estándar como la libra mol (compuesta por 6.02 x 10 23 x 453.6 moléculas), el kg mol (kilomol, kmol, compuesto por 1000 moles).

A fin de no confundir unidades, usaremos, usaremos la designación de g mol para el mol del SI.

Si queremos convertir el número de moles en masa, utilizaremos el peso molecular, que es la masa de un mol.

el g mol =

masa en g

peso molecular

o bienmasa en g = (peso molecular)(g mol)

la lb mol =

masa en lb

peso molecular

masa en lb = (peso molecular)(lb mol)

El mol es una unidad básica del SI que representa la cantidad química de sustancia.Un mol de partículas (iones, átomos o moléculas) tiene una masa equivalente a la de una partícula dada en unidades de masa atómica.

Mol

a) Un mol de azufre a) Un mol de dicromato de potasio a) Un mol de grafito

Un mol de una partícula tiene una masa en gramos

Un mol de azufre tiene 32 gramos de azufreUn mol de dicromato de potasio tiene 294 gramos de dicromato de potasio

Pag 82 libro 774 ITNL

Los moles en la solución• La mayoría de las reacciones químicas ocurren en soluciones. Existen varios

métodos para expresar las relación entre la sustancia disuelta y la solución.

• El método mas comúnmente usado por los químicos es la molaridad (M).

• La molaridad es la razón entre los moles de la sustancia disuelta y el volumen de la solución expresado en litros.

Ejemplo 1: Una solución de uno molar (1 M) de ácido nítrico contiene un mol de moléculas de ácido nítrico en un litro de solución.

Ejemplo 2:Una solución de 0.372 M de Ba(NO3)2 contiene 0.372 moles de Ba(NO3)2 en un litro de solución.

• Es importante saber calcular la molaridad de las soluciones si se conoce su composición, así como, calcular la cantidad de sustancia que se necesita para producir una solución de composición especifica.

M = mol de soluto = Molaridad litro de solución

Los moles en la solución

Actividades de aprendizaje.

¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 9.46 g de CsBr, bromuro de cesio en 250 ml de solución?

La estequiometria, se ocupa de la combinación de elementos y compuestos.

Las relaciones que se obtienen de los coeficientes numéricos de la ecuación química son los coeficientes estequiométricos que nos permiten calcular los moles de una sustancia en relación con los moles de otra sustancia que interviene en la ecuación química.

La estequiometría es la teoría de las proporciones en las que se combinan las especies químicas unas con otras. La ecuación estequiométrica de una reacción química es el enunciado del numero relativo de moléculas o moles de reactivos y productos que participan en la reacción.

Por ejemplo:

2 SO2 + O2 2 SO3

Indica que dos moléculas (g-mol , lb-mol) de SO2 reaccionan con una molécula (g-mol , lb-mol) de O2 para producir dos moléculas (g-mol , lb-mol) de SO3.

Los números que preceden a las fórmulas para cada especie son los coeficientes estequiométricos, para cada componente de la reacción.

Pag 128 libro principios elementales de los procesos químicos 2ª edición felder / Rousseau código 558 biblioteca.

Leyes químicas fundamentales

Ley de Conservación de la masa

¿Qué les ocurre a los átomos de los reactivos cuando se transforman en productos?

• Se puede analizar una reacción para determinar si los reactivos y productos contienen la misma cantidad de materia (el primer científico que realizo un este experimento fue Antoine Lavoisiser).

• Sus resultados mostraban que la masa de los productos siempre es igual a la masa de los reactivos que los producen.

• La ley de conservación de la masa resume estos hallazgos; “la masa no se crea, ni se destruye durante una reacción química”

Conservación de los átomos.

• En una reacción química los átomos no experimentan ningún cambio, tan solo se reorganizan. El número y clase de átomos presentes en los reactivos en una reacción química son los mismos que se encuentran en los productos.

• Cuando este enunciado se estableció así, se transformó en la “Ley de conservación de los átomos”.• Para que una ecuación química represente adecuadamente a una reacción química a la izquierda y a la derecha de

la flecha ( ) tiene que haber el mismo número y clase de átomos.• Si una ecuación sigue la ley de conservación de los átomos, se dice que esta balanceada.• Tomemos como ejemplo la ecuación que representa la descomposición del ácido carbónico en agua y dióxido de

carbono.

H2CO3 (ac) H2O (l) + CO2 (g)

Como el subíndice después del símbolo de un elemento indica cuantos átomos de este elemento se encuentran en un compuesto, se puede ver que a cada lado de la flecha hay dos átomos de hidrogeno, uno de carbono y tres de oxigeno; es decir todos los átomos de los reactivos son los mismos que aparecen en los productos.Lo anterior quedaría:

H2CO3 (ac) H2O (l) + CO2 (g)Reactivos Productos

2H 2 H 1 C 1 C 3 O 3 O

Otro ejemplo, consideremos la reacción del hidrogeno y el oxígeno para producir agua.

2H2 + 02 2H2O Hidrogeno + oxigeno agua

4.0320 g + 31.9988 g 36.0308 g

En esta reacción 4.0320 g de hidrogeno se combinan con 31.9988 g de oxígeno para producir 36.0308 g de agua.

La suma de las masas de los reactivos (hidrogeno y oxigeno) es igual a la suma del producto (agua), puesto que la masa no se crea ni se destruye.

Leyes químicas fundamentales

Ley de las proporciones definidas

• El francés Joseph Proust demostró que un compuesto dado siempre contiene exactamente la misma proporción de elementos en masa.

Por ejemplo:

(gr mol) Cu C O3

Cu = 63.55 5.3 1 4

C = 12.01

O = 16.0 x 3 = 48

PM = 123.56

Proust encontró que la sustancia carbonato de cobre siempre contiene 5.3 partes de cobre por 4 partes de oxigeno y 1 parte de carbono (en masa).

El principio de la composición constante de los compuestos, llamado originalmente “ley de Proust”, es conocida en la actualidad como ley de las proporciones definidas.

• Los descubrimientos de Proust alentaron a Dalton a considerar a los átomos como posibles partículas que formaban los elementos. Dalton razonó que si los elementos estaban formados por diminutas partículas, un compuesto dado siempre debería contener la misma combinación de dichos átomos.

• Mediante este concepto explicó porqué motivo siempre se encontraban las mismas masas relativas de elementos en un compuesto dado.

/12.01

Dalton descubrió otro principio que le convenció aún más sobre la existencia de los átomos.

Observó que el carbono y el oxígeno forman dos compuestos distintos que contienen diferentes cantidades relativas de carbono y oxígeno, de acuerdo a la siguiente tabla:

Dalton observo que el compuesto 2 contiene el doble de oxígeno por gramo de carbono en comparación con el compuesto 1, hecho que pudo explicarse con facilidad en términos de átomos.

El compuesto 1 podría ser CO (monóxido de carbono) y el compuesto 2 podría ser CO2 (dióxido de carbono).

Este principio que se encontró, también era aplicable a compuestos de otros elementos y recibió el nombre de ley de proporciones múltiples: Cuando dos elementos forman una serie de compuestos, la proporción de masa del segundo elemento que se combina con un gramo del primer elemento, siempre puede reducirse a numeros enteros pequeños.

Masa de oxígeno que se combina con 1 g de carbono

Compuesto 1 1.33 g

Compuesto 2 2.66 g

Ley de las proporciones múltiples

Ley de las proporciones múltiples

Ilustración de la ley de proporciones múltiples

Los siguientes datos se obtuvieron para varios compuestos formados por nitrógeno y oxígeno.

Demuestra cómo esos datos ilustran la ley de proporciones múltiples.

Solución: Para que la ley de proporciones múltiples sea válida, las proporciones en masa de nitrógeno que se combinan con un gramo de oxígeno en cada par de compuesto deben ser números enteros pequeños. Así las proporciones se comparan como sigue:

Masa de nitrógeno que se combina con 1 g de oxígeno

Compuesto A 1.750 g

Compuesto B 0.8750 g

Compuesto C 0.4375 g

A = 1.750 = 2B 0.875 1

B = 0.875 = 2C 0.4375 1

A = 1.750 = 4C 0.4375 1

Estos resultados comprueban la ley de proporciones múltiples.

N2O

N2O2 NO

N2O4

PM N = 14 gr-mol

PM O = 16 gr-mol

N4O2

El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. La hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría atómica de Dalton pueden resumirse como:

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.

2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.

4. Una reacción química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

Fig 2.1 pag 42 libro química 10ª edición de Chang ed Mc Graw hill.

• De acuerdo a la teoría de Dalton, los átomos del mismo elemento son idénticos, pero los átomos de un elemento son distintos a los de otro elemento.

• Compuesto formado por átomos de elementos X y Y. En este caso la proporción es 2 a 1, observe que la reacción química solo produce un reordenamiento de átomos, no su destrucción o creación.

• La teoría atómica de Dalton proporciono a los químicos un modelo de la naturaleza de las partículas de la materia. Sin embargo también trajo nuevas preguntas.

Átomos del elemento X Átomos del elemento Y Compuestos formados por los elementos X y Y

Si todos los elementos están compuestos por átomos.

Porque hay tantos elementos diferentes? Que es lo que hace que un átomo difiera de otro?

• Los experimentos de finales del siglo XIX empezaron a indicar que los átomos estaban formados por partículas todavía más pequeñas.

Actividades de aprendizaje

Reacciones químicas

• Combinación• Descomposición• Sustitución simple y doble• Neutralización• Oxido – reducción• Aplicaciones• Cálculos estequiometricos con reacciones químicas

06 Nov 2012Reacciones y ecuaciones químicas

Reconocimiento de las reacciones químicas.• Cuando una sustancia experimenta un cambio químico participa en una

reacción química. Una vez que la sustancia a reaccionado ya no tiene la misma naturaleza química.

• Hay muchas señales que indican que se han llevado a cabo reacciones químicas, por ejemplo:

• Cambios de color• Aparición de un sólido precipitado en alguna solución.• Liberar o absorber luz o calor.• Cambios de olor• Liberación de gas.• Aparecen burbujas porque se producen gases• La temperatura cambia • Ocurre un cambio de volumen • Se escucha un sonido

Escritura de las ecuaciones químicas.

Para lograr entender por completo una reacción química debemos ser capaces de describir cualquier cambio que haya ocurrido. Parte de la descripción implica que se reconozca cuales sustancias reaccionan y cuales se forman.

• A la sustancia que experimenta una reacción se le llama reactivo.• Cuando los reactivos sufren un cambio químico se forman nuevas sustancias a

las que se llaman productos

Una ecuación química describe una reacción química e indica cómo se combinan las sustancias elementales y compuestas para formar nuevas sustancias.

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l)

Indica que el metano se combina con el oxígeno

Formula química del metano o gas natural

Formula química del oxígeno

Formula química del dióxido de carbono

Formula química del agua

Estado de agregación de la sustancia compuesta (g= gas)

Coeficiente estequiométrico indica el número de partes o moléculas de oxígeno que reaccionan

Indica el antes y el después en una reacción química(se lee produce)

Coeficiente estequiométrico indica el número de partes o moléculas de agua que forman

Estado de agregación del agua (l= líquido)

Se observan cambios químicos que se estudian mediante un modelo denominado reacción química. En esta se incluyen los átomos y se supone un reacomodo entre ellos. Todo ello se expresa por escrito mediante una ecuación química.

reactivos productos

Ejemplo:

4Fe + 3O2 2Fe2O3 Reactivos Producto

Ecuaciones con palabras.La forma más sencilla de representar una reacción es describir, por medio de palabras, a los reactivos y productos colocando una flecha entre ellos para indicar un cambio. Como se puede ver en la reacción anterior los reactivos se colocan a la izquierda de la flecha y los productos a la derecha de la flecha. Para separar cada uno de los reactivos y los productos se utiliza el signo más (+).

Ácido acético + carbonato acido de sodio acetato de sodio + agua + dióxido de carbono

Ecuaciones químicas

Las ecuaciones con palabras describen a los reactivos y los productos, pero son largas e incomodas y no identifican adecuadamente a las sustancias implicadas. Las ecuaciones con palabras se pueden convertir en ecuaciones químicas sustituyendo los nombres de los compuestos y elementos por formulas químicas.Estas fórmulas se pueden escribir utilizando los números de oxidación de los elementos y las cargas de los iones poliatómicos.

Por ejemplo:

Vinagre + polvo de hornear acetato de sodio + agua + dióxido de carbono HC2H2O2 + NaHCO3 NaC2H2O2 + H2O + CO2

Al examinar una ecuación química puedes saber con exactitud qué elementos constituyen, las sustancias que reaccionan y cuáles son las sustancias que se producen.También puede ser importante conocer el estado físico de cada reactivo y producto. Para indicar el estado de la sustancia se ponen los símbolos entre paréntesis después de las formulas.Los sólidos, líquidos, gases y soluciones acuosas se indican con los símbolos (s), (l), (g) (ac)

En la siguiente ecuación se muestran estos símbolos:

HC2H2O2 (ac) + NaHCO3 (s) NaC2H2O2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Energía y ecuaciones químicasEs frecuente que durante una reacción química se libere o se absorba una cantidad considerable de energía. Algunas reacciones absorben energía, y si esta energía consumida es calor la reacción se conoce como reacción endotérmica. Cuando una reacción absorbe energía, la palabra energía se escribe junto a los reactivos en la ecuación química.

Ejemplo: La ecuación de la reacción de descomposición del agua en hidrogeno y oxigeno gaseosos indica que se debe aportar energía a la reacción.

2H2O (l) + energía 2H2 (g) + O2 (g)

Las reacciones que liberan energía se llaman reacciones exotérmicas.Al escribir la ecuación química de una reacción que produce energía, la palabra energía a veces se escribe junto a los productos. Por ejemplo: la ecuación de la reacción que se produce cuando quemas gas metano en un mechero de Bunsen muestra que se libera energía.

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g) + energía

Cálculos estequiométricos

• Porcentaje de composición• Formula empírica• Formula molecular• Relación masa-masa

Temas para trabajo de investigación

• Describir los diferentes procesos para la obtención de compuestos orgánicos talescomo halogenuros, el benceno y sus derivados, polímeros.

• Analizar y describir la combustión de hidrocarburos y su impacto ambiental.• Comparar las emisiones de gases contaminantes generadas por diferentes

combustibles industriales.• Realizar un mapa conceptual del tema de contaminación ambiental.

Tarea ejercicios de estequiometria.

1. Que volumen de acido sulfúrico 16 M debe emplearse para preparar 1.5 litros de una disolución de H2SO4 0.10 M.Resp.= 9.4 ml de acido concentrado y diluir en 1.5 litros.

2. Calcule la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 1.56 gramos de HCl gaseoso en agua suficiente para preparar 26.8 ml de disolución. Resp.= Molaridad HCl = 1.60 M

3. Cuantos átomos hay en una muestra de 10.0 gramos de calcio metálico Resp.= 1.50 x 1023 átomos de Ca

4. Busca el porciento de composición de sulfato de aluminio Al2(SO4)3 , a partir de su peso molecular.

5. Cual es la formula empírica de un compuesto, si una muestra de 2.5 gramos contiene 0.900 gramos de calcio y 1.60 gramos de cloro.Resp. = CaCl2

3.14 Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para proporcionar energía, que se utiliza para el crecimiento y para otras funciones. La siguiente ecuación muestra la degradación de la glucosa (C6H12O6).

C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O

Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo. ¿Cuál es la masa de CO2 producido?

Paso 1 verificar si la ecuación esta balanceadaPaso 2 Verificar la proporción de los moles de glucosa y los de CO2

1 mol de glucosa produce 6 moles de CO2

Paso 3 Obtener la masa molar de los compuestos.

C6H12O6 = 180.2 g molCO2 = 44.01 g mol

Molaridad = moles de glucosa litro

3.14 Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para proporcionar energía, que se utiliza para el crecimiento y para otras funciones. La siguiente ecuación muestra la degradación de la glucosa (C6H12O6).

C6H12O6 + 6O6 6CO2 + 6H2O

Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo. ¿Cuál es la masa de CO2 producido?

Paso 1 verificar si la ecuación esta balanceadaPaso 2 Verificar la proporción de los moles de glucosa y los de CO2

1 mol de glucosa produce 6 moles de CO2

Paso 3 Obtener la masa molar de los compuestos.

C6H12O6 = 180.2 g molCO2 = 44.01 g mol

Molaridad = moles de glucosa litro

moles = g de glucosa = 856 g = 4.75 moles glucosa PM glucosa 180.2 gmol

Proporción 1 Mol glucosa : 6 moles de CO2

4.75 moles glucosa : 6 moles de CO24.75 moles glucosa x 6 = moles de CO2

moles de CO2 = 28.5

moles de CO2 = gramos de CO2 PM CO2

gramos de CO2 = 28.5 x 44.01

= 1254.36 g CO2

El metanol se quema en el aire de acuerdo a la ecuación

2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O

Si se utilizan 209 g de metanol en un proceso de combustión. Cual es la masa de Agua producida?

117 g