miércoles, 15 de septiembre de 2010
LAS REACCIONES QUÍMICAS |
La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos. No obstante, todos esos cambios se pueden agrupar en dos tipos: cambios físicos y cambios químicos.
1.1- CAMBIOS FÍSICOS
En estos cambios no se producen modificaciones en la naturaleza de las sustancia o sustancias que intervienen. Ejemplos de este tipo de cambios son:
- Cambios de estado.
- Mezclas.
- Disoluciones.
- Separación de sustancias en mezclas o disoluciones.
1.2- CAMBIOS QUÍMICOS
En este caso, los cambios si alteran la naturaleza de las sustancias: desaparecen unas y aparecen otras con propiedades muy distintas. No es posible volver atrás por un procedimiento físico (como calentamiento o enfriamiento, filtrado, evaporación, etc.)
Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos.
En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.
2.- CARACTERÍSTICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
- La o las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias de partida.
- Durante la reacción se desprende o se absorbe energía:
- Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción.
- Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de la reacción.
- Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.
Una reacción química se representa mediante una ecuación química. Para leer o escribir una ecuación química, se deben seguir las siguientes reglas:
- Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica el sentido de la reacción.
- A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento.
Cuando una ecuación química cumple esta segunda regla, se dice que está ajustada o equilibrada. Para equilibrar reacciones químicas, se ponen delante de las fórmulas unos números llamados coeficientes, que indican el número relativo de átomos y moléculas que intervienen en la reacción.
Nota: estos coeficientes situados delante de las fórmulas, son los únicos números en la ecuación que se pueden cambiar, mientras que los números que aparecendentro de las fórmulas son intocables, pues un cambio en ellos significa un cambio de sustancia que reacciona y, por tanto, se trataría de una reacción distinta.
Si se quiere o necesita indicar el estado en que se encuentran las sustancias que intervienen o si se encuentran en disolución, se puede hacer añadiendo los siguientes símbolos detrás de la fórmula química correspondiente:
- (s) = sólido.
- (metal) = elemento metálico.
- (l) = líquido.
- (g) = gas.
- (aq) = disolución acuosa (en agua).
Aquí tienes dos enlaces para ver cómo se ajustan las ecuaciones químicas:
- Ajustar reacciones químicas 1 (con ejercicios)
- Ajustar reacciones químicas 2
4.- CÁLCULO DE LA MASA Y EL VOLUMEN A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS
Las ecuaciones químicas permiten calcular, a partir de una cantidad determinada de alguno de los reactivos y productos que intervienen en una reacción, la cantidad necesaria del resto de los componentes de la misma.
4.1- Cálculos masa - masa
En este caso nos aprovechamos de la relación que hay entre cantidad de sustancia (en mol), masa de sustancia y masa molar, tal como indica la relación:
cantidad de sustancia = masa en gramos ; n (mol) = m(g) masa molar M (g/mol) Para ver cómo se hace, lee el enunciado del problema siguiente y, a continuación pulsa sobre el gráfico:
Se quiere calcular la cantidad de cloruro de calcio que se obtiene cuando 50 gde carbonato de calcio se hacen reaccionar con la cantidad suficiente de ácido clorhídrico, en una reacción en la que se obtienen, además, agua y dióxido de carbono
4.2- Cálculos volumen - volumen
La ley de Avogadro dice lo siguiente:
Volumenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas
Esta ley implica que números iguales (por ejemplo, un mol) de partículas , átomos o moléculas, ocupan el mismo volumen, lo cual es muy útil para realizar cálculos de volúmenes en aquellas reacciones en las que intervengan gases.
Al igual que en el caso anterior, pulsa sobre el gráfico para ver cómo se plantea y soluciona un problema de este tipo:
5.- VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
Para saber si una reacción es rápida o lenta, hay que conocer la velocidad a la que transcurre. Podemos definir velocidad de reacción como la variación de cantidad de sustancia formada o transformada por unidad de tiempo.
En general, para determinar la velocidad de una reacción, hay que medir la cantidad de reactivo que desaparece o la cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo.
5.1- Factores que afectan a la velocidad de reacción
la velocidad de una reacción se ve influida por una serie de factores; entre ellos se pueden destacar:
Naturaleza de los reactivos
Se ha observado que según los reactivos que intervengan, las reacciones tienen distinta velocidad, pero no se ha podido establecer aún unas reglas generales.
Concentración de los reactivos
La velocidad de reacción aumenta con 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
Cuanto más divididos están los reactivos, más rápida es la reacción. Esto es así porque se aumenta la superficie expuesta a la misma.
Temperatura
En general, la velocidad de una reacción química aumenta conforme se eleva la temperatura.
Presencia de catalizadores
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.
6.- IMPORTANCIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Estamos rodeados por reacciones químicas; tienen lugar en laboratorios, pero también en fábricas, automóviles, centrales térmicas, cocinas, atmósfera, interior de la Tierra... Incluso en nuestro cuerpo ocurren miles de reacciones químicas en cada instante, que determinan lo que hacemos y pensamos.
De toda la variedad de reacciones posibles, vamos a ver dos: las de neutralización y las de combustión. Pero antes de verlas, es necesario conocer y dominar el concepto de ácido y base.
6.1- Ácidos y bases
Las características de los ácidos y las bases se resumen en el siguiente cuadro:
Ácidos Bases ▪Tienen sabor agrio (ácido). ▪Tienen sabor amargo. ▪Reaccionan con ciertos metales, como Zn, Mg o Fe, para dar hidrógeno ▪Reaccionan con las grasas para dar jabones. ▪Reaccionan con las bases para dar sales ▪Reaccionan con los ácidos para dar sales. Son sustancias ácidas: el ácido clorhídrico (HCl); el ácido bromhídrico (HBr); el ácido nítrico (HNO3); el ácido carbónico (H2CO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4), entre otros Son sustancias básicas el hidróxido de amonio o amoniaco disuelto en agua (NH4OH); y los hidróxidos de los metales alcalinos (LiOH, NaOH, KOH,...) y alcalinotérreos, como el Ca(OH)2, y Mg(OH)2, entre otros Para distinguir si una sustancia es ácida o básica, se utiliza la escala de pH, comprendida entre el 1 y el 14:
- Si una sustancia tiene un pH igual a 7, se dice que es neutra, ni ácida ni básica (por ejemplo, el agua pura).
- Si una sustancia tiene un pH menor que 7, tiene carácter ácido.
- Si una sustanica tien un pH mayor que 7, tiene carácter básico.
En los laboratorios y aquellos otros lugares donde es necesario determinan esta propiedad (como en un análisis de agua potable, por ejemplo), se utiliza unindicador ácido-base, que es una sustancia que presenta un color distinto según sea el pH del medio. Algunos ejemplos se muestran en las dos tablas siguientes:
- Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica el sentido de la reacción.
lunes, 2 de agosto de 2010
Masa molecular.
La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en 'uma' o simplemente 'u') en una molécula. En algunos textos todavía se denomina como 'peso molecular' a la 'masa molecular'.
Para calcularla debemos saber las masas atómicas de cada uno de los elementos que intervienen en el compuesto.
Empezaremos por uno de los lados de la fórmula, por ejemplo el izquierdo.
Multiplicaremos el subíndice del elemento (cuando no existe se asume que es 1) por la masa atómica del mismo.
Procederemos de la misma forma con todos los elementos.
Sumaremos los resultados de todas las multiplicaciones y de esta forma tendremos la masa molecular expresada en unidades de masa atómica ('uma' o 'u').
Ejemplo de cálculo de masas moleculares en formato flash (puede tardar un poco en abrirse)
Otros ejemplos:
Si la fórmula tiene un paréntesis, multiplicaremos cada uno de los subíndices que se encuentren dentro del paréntesis por el número que viene como subíndice del paréntesis.
Composición porcentual a partir de la fórmula.
El porcentaje en peso de cada uno de los elementos en un compuesto siempre debe ser el mismo, independientemente de la cantidad de compuesto que tengamos; es decir, si un compuesto orgánico tiene un 40% en peso del elemento carbono (C), lo tendrá tengamos un gramo o una tonelada de dicho compuesto: el 40% de esa cantidad será carbono.
¿Cómo se calcula la composición porcentual? Para contestar la pregunta utilizaremos un ejemplo. Calculemos el porcentaje en peso de los elementos que hay en el SO3 (MS = 32 u ; MO = 16 u).
Calcularemos la masa molecular del compuesto:
Calculamos el número de unidades de masa atómica del primer elemento de la fórmula (masa atómica multiplicada por el número de átomos que hay de dicho elemento en la fórmula. Dicho número lo dividimos por la masa molecular (masa de todo el compuesto en unidades de masa atómica) y el resultado se multiplica por cien. Fíjate que el cociente debe ser inferior a la unidad dado que la masa de cada elemento en la fórmula debe ser inferior al total (hay otros elementos). Al multiplicar un cociente inferior a la unidad por cien el resultado será inferior a cien. Si es necesario se suele redondear el porcentaje a un decimal.
donde nS es el número de átomos de S (azufre) que hay en el compuesto.
Repetimos el proceso con cada uno de los otros elementos.
donde nO es el número de átomos de O (oxígeno) que hay en el compuesto.
Para comprobar si los cálculos son correctos debemos sumar todos los porcentajes. La suma debe ser el 100% (admitimos ±0,1% por errores de decimales al dividir). En nuestro ejemplo, si sumamos los dos porcentajes nos da el 100%.
Importante. Conviene calcular todos los porcentajes, incluido el último; o sea, no calcules el último restando a 100% la suma de los otros. ¿Por qué? Para comprobar si cometes errores, si lo haces restando nuca sabrás si has cometido errores al calcular alguno de los porcentajes dado que la suma siempre saldría el cien por cien.
Determinación de la fórmula empírica.
Para determinar la fórmula empírica debemos conocer el porcentaje en peso de cada elemento en el compuesto y las masas atómicas de cada uno de ellos. Por ejemplo, supongamos que tenemos 40,00% de C, 6,67% de H y 53,33% de O. Las masas atómicas son MC=12u, MH=1u, MO=16u.
Seguiremos los siguientes pasos:
Consideramos 100 g de compuesto: el porcentaje de cada uno serán los gramos de cada elemento que hay en 100 g de compuesto. Siguiendo el ejemplo, tendremos 40,00 g de C, 6,67 g de H y 53,33 g de O.
Dividimos cada masa por la masa atómica del elemento correspondiente:
C: 40,00 / 12 = 3,33
H: 6,67 / 1 = 6,67
O: 53,33 / 16 = 3,33
Ahora dividimos cada uno de los resultados anteriores por el más pequeño de ellos, en este caso por 3,33:
C: 3,33 / 3,33 = 1
H: 6,67 / 3,33 = 2
O: 3,33 / 3,33 = 1
El resultado debe ser un número entero, los números enteros más pequeños, y la fórmula empírica sería C1H2O1, quitando los unos quedaría CH2O como fórmula empírica.
Determinación de la fórmula molecular.
Para conocer la fórmula molecular, debemos tener los mismos datos de partida que para la fórmula empírica (porcentajes y masas atómica) y, además, la masa molecular del compuesto (en nuestro ejemplo sería 180 u).
Seguiríamos los mismos cuatro pasos del caso anterior para determinar la fórmula empírica y continuaríamos de la siguiente forma:
Calculamos la masa molecular con la fórmula empírica. En nuestro ejemplo sería sobre el compuesto de fórmula empírica CH2O:
Ahora dividimos la masa molecular real que nos han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica:
masa molecular / masa fórmula empírica = 180 / 30 = 6
El resultado nos indica el número de veces que la fórmula molecular será la fórmula empírica. Para escribir la fórmula molecular multiplicaremos cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división:
C1·6 H2·6 O1·6 > C6H12O6
Por tanto, la fórmula molecular será en nuestro caso C6H12O6
Nota: Diferencia entre fórmula empírica y fórmula molecular
La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en 'uma' o simplemente 'u') en una molécula. En algunos textos todavía se denomina como 'peso molecular' a la 'masa molecular'.
Para calcularla debemos saber las masas atómicas de cada uno de los elementos que intervienen en el compuesto.
Empezaremos por uno de los lados de la fórmula, por ejemplo el izquierdo.
Multiplicaremos el subíndice del elemento (cuando no existe se asume que es 1) por la masa atómica del mismo.
Procederemos de la misma forma con todos los elementos.
Sumaremos los resultados de todas las multiplicaciones y de esta forma tendremos la masa molecular expresada en unidades de masa atómica ('uma' o 'u').
Ejemplo de cálculo de masas moleculares en formato flash (puede tardar un poco en abrirse)
Otros ejemplos:
Si la fórmula tiene un paréntesis, multiplicaremos cada uno de los subíndices que se encuentren dentro del paréntesis por el número que viene como subíndice del paréntesis.
Composición porcentual a partir de la fórmula.
El porcentaje en peso de cada uno de los elementos en un compuesto siempre debe ser el mismo, independientemente de la cantidad de compuesto que tengamos; es decir, si un compuesto orgánico tiene un 40% en peso del elemento carbono (C), lo tendrá tengamos un gramo o una tonelada de dicho compuesto: el 40% de esa cantidad será carbono.
¿Cómo se calcula la composición porcentual? Para contestar la pregunta utilizaremos un ejemplo. Calculemos el porcentaje en peso de los elementos que hay en el SO3 (MS = 32 u ; MO = 16 u).
Calcularemos la masa molecular del compuesto:
Calculamos el número de unidades de masa atómica del primer elemento de la fórmula (masa atómica multiplicada por el número de átomos que hay de dicho elemento en la fórmula. Dicho número lo dividimos por la masa molecular (masa de todo el compuesto en unidades de masa atómica) y el resultado se multiplica por cien. Fíjate que el cociente debe ser inferior a la unidad dado que la masa de cada elemento en la fórmula debe ser inferior al total (hay otros elementos). Al multiplicar un cociente inferior a la unidad por cien el resultado será inferior a cien. Si es necesario se suele redondear el porcentaje a un decimal.
donde nS es el número de átomos de S (azufre) que hay en el compuesto.
Repetimos el proceso con cada uno de los otros elementos.
donde nO es el número de átomos de O (oxígeno) que hay en el compuesto.
Para comprobar si los cálculos son correctos debemos sumar todos los porcentajes. La suma debe ser el 100% (admitimos ±0,1% por errores de decimales al dividir). En nuestro ejemplo, si sumamos los dos porcentajes nos da el 100%.
Importante. Conviene calcular todos los porcentajes, incluido el último; o sea, no calcules el último restando a 100% la suma de los otros. ¿Por qué? Para comprobar si cometes errores, si lo haces restando nuca sabrás si has cometido errores al calcular alguno de los porcentajes dado que la suma siempre saldría el cien por cien.
Determinación de la fórmula empírica.
Para determinar la fórmula empírica debemos conocer el porcentaje en peso de cada elemento en el compuesto y las masas atómicas de cada uno de ellos. Por ejemplo, supongamos que tenemos 40,00% de C, 6,67% de H y 53,33% de O. Las masas atómicas son MC=12u, MH=1u, MO=16u.
Seguiremos los siguientes pasos:
Consideramos 100 g de compuesto: el porcentaje de cada uno serán los gramos de cada elemento que hay en 100 g de compuesto. Siguiendo el ejemplo, tendremos 40,00 g de C, 6,67 g de H y 53,33 g de O.
Dividimos cada masa por la masa atómica del elemento correspondiente:
C: 40,00 / 12 = 3,33
H: 6,67 / 1 = 6,67
O: 53,33 / 16 = 3,33
Ahora dividimos cada uno de los resultados anteriores por el más pequeño de ellos, en este caso por 3,33:
C: 3,33 / 3,33 = 1
H: 6,67 / 3,33 = 2
O: 3,33 / 3,33 = 1
El resultado debe ser un número entero, los números enteros más pequeños, y la fórmula empírica sería C1H2O1, quitando los unos quedaría CH2O como fórmula empírica.
Determinación de la fórmula molecular.
Para conocer la fórmula molecular, debemos tener los mismos datos de partida que para la fórmula empírica (porcentajes y masas atómica) y, además, la masa molecular del compuesto (en nuestro ejemplo sería 180 u).
Seguiríamos los mismos cuatro pasos del caso anterior para determinar la fórmula empírica y continuaríamos de la siguiente forma:
Calculamos la masa molecular con la fórmula empírica. En nuestro ejemplo sería sobre el compuesto de fórmula empírica CH2O:
Ahora dividimos la masa molecular real que nos han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica:
masa molecular / masa fórmula empírica = 180 / 30 = 6
El resultado nos indica el número de veces que la fórmula molecular será la fórmula empírica. Para escribir la fórmula molecular multiplicaremos cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división:
C1·6 H2·6 O1·6 > C6H12O6
Por tanto, la fórmula molecular será en nuestro caso C6H12O6
Nota: Diferencia entre fórmula empírica y fórmula molecular
Laboratorio virtual, Extracción de cafeina
http://rabfis15.uco.es/labquimica/Simulaciones/Principal.htm
Determinación de la masa molar, Práctica
DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DEL OXÍGENO
Mediante experimentación en la que se obtiene oxígeno por calentamiento del permanganato de potasio determinar de forma aproximada la masa molar del oxígeno
MATERIAL
Cristalizador-Probeta de 500 mLPRODUCTOS QUÍMICOS
Permanganato de potasio
FOTO DEL MONTAJE Y REALIZACIÓN
La probeta , con el aro puesto, se llena completamente de agua . Es necesario que no queden burbujas de aire en la probeta
1) Añada sobre el fondo del tubo de ensayo el permanganato. Luego coloque la lana de vidrio y el tapón con el codo de vidrio. Pese todo el conjunto y anote el resultado M1=
2) Haga el montaje de la figura y caliente suavemente el permanganato. No caliente sobre el mismo lugar del tubo de ensayo. Hágalo por todo el fondo y paredes cercanas al permanganato. Llegará un momento en que cesa el desprendimiento gaseoso. Retire la llama y sin esperar más retire la conexión con la probeta. De no hacerlo así puede ocurrir un retroceso del agua del cristalizador hacia el tubo de ensayo. Espere a que el tubo adquiera la temperatura ambiente y luego pese lo mismo que pesó antes, esto es, tubo, producto, lana de vidrio y tapón con tubo de vidrio. Anote este resultado. M2. Calcule la masa de oxígeno
3) Se mide el volumen de gas recogido. Se mide la temperatura del agua. Se mide la altura de agua que queda en la probeta respecto del agua del cristalizador. Se mide la presión atmosférica en el barómetro.
4) Se realizan los siguientes cálculos:
OBSERVACIONES
1) Este experimento debe hacerse siempre con gafas de seguridad
2) Debe calentarse el permanganato con suavidad y de forma constante, de manera que el desprendimiento gaseoso también sea constante. Hay veces que sin saber por qué la reacción se detiene. De nada sirve calentar con más intensidad se necesita empezar de nuevo el experimento
3) La descomposición del permanganato por la acción del calor es un proceso complejo aun cuando algunos autores escriban la reacción siguiente:
Lo que si es cierto que en la descomposición aparece manganato de potasio, lo cual se comprueba tomando un poco del producto que queda en el tubo después de la reacción y añadiéndolo en agua se verá una disolución de color verde característico del manganato
4) Los alumnos pueden encontrar errores en la medida superiores al 5%, pero si han operado correctamente no deben superar el 8%
En caso de que el alumno no realice el experimento puede realizar los cálculos para ello le suministramos los siguientes datos reales de un experimento
M1 = 41,315 g M2=40,980 g temperatura del agua 15ºC, Presión de vapor del Agua a 15ºC = 12,7 mm de mercurio Presión atmosférica 706 mm de mercurio
Altura del agua en la probeta 3 cm . Volumen de oxígeno 0,262 L
Resultado experimental con los datos anteriores
Masa de oxígeno 41,315-40,980 = 0,335 g
Presión del oxigeno = 706-12,7-(30/13,6)= 691 mm de mercurio =0,909 atm
miércoles, 9 de junio de 2010
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