Unidad 4. Reacciones Quimicas Inorganicas y Organicas

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 (N_A) 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

El término “estequiometría” que proviene de los términos griegos stoicheion, que significa elemento y metron, que significa medida.

La estequiometría es el estudio de las proporciones numéricas. En que reaccionan químicamente las sustancias.

La estequiometría es el estudio de las relaciones de mol, masa, energía, y volumen en las reacciones químicas. Cuando los químicos investigan la estequiometría de una reacción generalmente evalúan las cantidades de reactantes que se combinan para producir diferentes cantidades de productos.

Estequiometría es el estudio de las relaciones ponderales o de masa entre reactivos y productos en una reacción química.

Reacción química es el cambio o transformación química.

Las reacciones químicas son representadas por las ecuaciones químicas.

Reactivos 
Productos

 La estequiometría preside lo que debería suceder, pero no lo que sucederá en una reacción química.

4.3. Leyes estequiométricas

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 más de las sustancias constituyentes rea 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.

Ley de las proporciones constantes

Esta ley es también conocida como ley de las proporciones definidas o fíjas.

En sus experimentos el químico francés Joseph Prooust realizo innumerables análisis cuantitativos, en los cuales se percató de que los elementos, al unirse para formar un compuesto, siempre lo hacen de la misma cantidad, la cual permanece fija e invariable.

Es por eso que esta ley dice: Los elementos que forman un compuesto se combinan siempre en la misma proporción.

Ley de las proporciones múltiples

Dalton, al realizar sus experimentos, se dio cuenta de que hay elementos que al combinarse en diferente proporción forman compuestos distintos.

Esta ley nos menciona lo siguiente: Dos elementos se pueden combinar en proporciones diferentes formando compuestos distintos.

4.4. Ley de la conservación de la materia.

Ley de conservación de la materia. La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos en reacción. Así fue enunciada en el año 1745, Mijaíl Lomonosov. En el mismo año, y de manera independiente, el químico Antoine Lavoisier propone que “la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Es por esto que muchas veces la ley de conservación de la materia es conocida como ley de Lavoisier-Lomonosov.

La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».

Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.

Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.

Estos científicos se referían a la materia másica. Más adelante se observó que en algunas reacciones nucleares existe una pequeña variación de masa. Sin embargo, esta variación se explica con la teoría de la relatividad de Einstein, que propone una equivalencia entre masa y energía. De esta manera, la variación de masa en algunas reacciones nucleares estaría complementada por una variación de energía, en el sentido contrario, de manera que si se observa una disminución de la masa, es que ésta se transformó en energía, y si la masa aumenta, es que la energía se transformó en masa.

Teniendo es cuenta la ley de conservación de la materia, cuando escribimos una ecuación química, debemos ajustarla de manera que cumpla con esta ley. El número de átomos en los reactivos debe ser igual al número de átomos en los productos. El ajuste de la ecuación se logra colocando índices estequiométricos delante de cada molécula. El índice estequiométrico es un número multiplica a los átomos de la sustancia delante de la cual está colocado.

4.5. Ley de las proporciones constantes

Cuando se producen reacciones no siempre se consumen el total de los reactivos que en estas reacciones intervienen.

Joseph Louis Proust (1754 – 1826) de nacionalidad Francesa al igual que Lavoisier, trabaja como químico en España por un lapso de veinte años, tras un trabajo muy preciso y minucioso acotando todo tipo de experiencias, logra demostrar la relación entre sustancias químicas por que las sustancias reaccionantes era siempre la misma, un aporte que lego, dejo claro la no dependencia del método de trabajo utilizado  en los laboratorios que esta relación no era dependiente de ello.

Proust enunció su ley.

“Los reactivos que intervienen en una reacción química lo hacen siempre en una proporción determinada.

“Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto siempre lo hacen en una relación de masas constantes”  Lo que esta diciendo es que siempre va a se de un porcentaje igual cada uno de aquellos elementos, sin importar si solo se combinan 10g o 100 g, esta ley es utilizada al encontrarse reactivos de manera ilimitada en la naturaleza.

Pongamos un metal a la intemperie (Cu) como cualquier metal se oxidara con la ayuda de nuestro amigo el oxígeno

Cu + O = Cu2O (100 %)

2 g + 0,5 g = 2.5 g (100%)

Como vez Cu tiene una proporción del 80% y el O completa el 100% aportando el 20% restante.

Con este conocimiento podemos saber cuando hay otro compuesto aun si no poseemos todos los datos.

Un Resumen de la ley de Proust.

De los experimentos de electrolisis, se obtuvieron reacciones volumétricas y de masa en el agua formada porH₂O.

En 1799 Louis Proust estableció que ” cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una relación de masa definida y constante.

H2O   MH / MO= K = 1 / 8   Esto indica indica que un gramo de hidrogeno necesita 8 gr de oxigeno para formar agua.

(Cuando hacemos un ejercicio si nos da como cociente 1/8 es que esta en la proporción indicada, de lo contrario no cumple la ley de Proust)

4.6. Ley de las proporciones múltiples

El químico de Inglés Dalton descubrió que algunos elementos se combinaban en más de una proporción con una cantidad fija, dando compuestos distintos. Fue entonces cuando enunció la Ley de las proporciones múltiples.

Dos elementos se pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

La teoría de Dalton y de Proust fueron justificadas por la Teoría atómica que el mismo Dalton enunció y ayudó a comprender o a intuir de la existencia de los átomos aunque en aquella época, no se podían ver.

Justificación de las leyes ponderales ( Ley de las proporciones definidas y Ley de las proporciones múltiples):

1º Consecuencias de la ley de las proporciones definidas.

Si la materia esta formada por átomos la masa de sus productos será la masa de los reactivos:

Ejemplo.

2º Consecuencias de la Ley de las proporciones múltiples.
Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos átomos del elemento B, se comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél estén en relación de 1 : 2.

Ejemplo.

Curiosidad: El Daltonismo (ceguera a algunos colores) fue descrito por primera vez por Dalton, que sufría el mismo de Daltonismo. De ahí el nombre de la enfermedad. La ceguera a ciertos colores que padecía, conocida hoy como daltonismo, le jugó más de alguna mala pasada a este científico. Al momento de experimentar sus teorías en el laboratorio, pocas veces pudo comprobarlas porque confundía los frascos de reactivos. Sin embargo, continuaba firme defendiendo sus ideas en el papel.

4.7. Cálculos estequiométricos A:

La expresión ³cantidad estequiométrica´ indica la cantidad exacta que se necesita de una sustancia de acuerdo con una ecuación química. Para efectuar los cálculos estequiométricos  A se siguen una serie de etapas.

1) Primero se escribe la ecuación química igualada. Puesto que lo más fácil es utilizar relaciones de moles como base de cálculo.

2) La segunda etapa consiste en transformar en moles la información suministrada.

3) En la tercera etapa se examinan las relaciones molares en la ecuación química para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa hay que tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivó limitante, que es aquel reactivo que está presente en la cantidad estequiométrica más pequeña de manera que determina la cantidad máxima de producto que se puede obtener.

Unidades de Medida

 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 pesa14 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. 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 ²por Amedeo Avogadro² 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 mol1. 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. 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. As, 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

Jesus Arnoldo Hernandez Cavazos

Ruth Acela Mancillas Rosas

Presentacion 9 from arnoldo14