TEMA 7: Problemas de Química

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1 TEMA 7: Problemas de Química Tema 7: Problemas de Química 1

2 1.- REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química es un proceso en el que se unen varias sustancias llamadas reactivos y se transforman en otras sustancias llamadas productos y que tienen propiedades completamente distintas a las primeras. Ejemplos: Al mezclar metano (CH 4 ) con oxígeno (O 2 ) se forman dos sustancias distintas: dióxido de carbono (CO 2 ) y agua (H 2 O). Al poner en contacto el cloruro de hidrógeno (HCl) con el amoníaco (NH 3 ), se forma cloruro de amonio (NH 4 Cl). Toda reacción química se puede expresar matemáticamente mediante una ecuación química. Por ejemplo, las ecuaciones químicas de los ejemplos de reacciones químicas anteriores, serían: CH O 2 CO H 2 O En este caso los reactivos son el metano y el oxígeno, mientras que los productos son el dióxido de carbono y el agua. HCl + NH 3 NH 4 Cl En este caso los reactivos son el cloruro de hidrógeno y el amoníaco, mientras que el producto es el cloruro de amonio. Ejemplos: Observar que en la primera ecuación química, delante de cada compuesto hay un número. Esos números representan el número de moléculas que hacen falta de cada sustancia para que tenga lugar la reacción, y también el número de moles de cada una de ellas. En la práctica, sin embargo, normalmente no se parte de las cantidades exactas de reactivos, de manera que llega un momento en el que uno de los reactivos se acaba y la reacción química se detiene. Al reactivo que se consume por completo en una reacción química se le llama reactivo limitante. 1.- Considera la siguiente reacción química: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno? La ecuación química nos dice que para obtener agua, por cada 2 moléculas de hidrógeno necesitamos 1 molécula de oxígeno, así cuando hayamos gastado las 10 moléculas de hidrógeno, todavía nos quedarán 5 de oxígeno. En este caso el reactivo limitante es el hidrógeno. Tema 7: Problemas de Química 2

3 2.- Si ahora ponemos 15 moles de H 2 con 5 moles de O 2, quién será el reactivo limitante? La relación vuelve a ser dos moléculas de hidrógeno por cada molécula de oxígeno, así, en este caso se consumirá todo el hidrógeno y sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O 2 es el reactivo limitante. En todas las reacciones químicas se tienen que cumplir dos cosas: a) La Ley de conservación de la masa o Ley de Lavoisier: que dice que en toda reacción química, la masa de los reactivos es igual a la de los productos. b) La Ley de las proporciones constantes: que dice que cuando dos o más sustancias se combinan para formar otras, lo hacen siempre en una proporción constante. 2.- MAGNITUDES QUÍMICAS Hay varias maneras de medir la cantidad de las sustancias que se necesitan para que se produzca una reacción química: Masa atómica: la representaremos por A r y es la masa de un átomo de un elemento, tomando como referencia el átomo de hidrógeno. La unidad que se utiliza para medir la masa atómica es la unidad de masa atómica (y se representa por u). Masa molecular: la representaremos por M r y es la suma de las masas de todos los átomos que forman una molécula. Su unidad es la unidad de masa atómica (y se representa por u). Ejemplo: Calcular la masa molecular del agua, sabiendo que A r (H) = 1 u, A r (O) = 16 u. Mol: es la cantidad de sustancia que hay en llama número de Avogadro). 6,0 10 partículas. (Al número 6,0 10 se le Está demostrado científicamente que si se cogen tantos gramos de una sustancia como indica su masa molecular (por ejemplo 18 g de agua), y se cuentan las partículas que hay en esos gramos de sustancia, siempre sale el mismo número: 6,0 10 Masa molar: la representaremos por M y es la masa en gramos que hay en un mol de una sustancia. Se mide en g/mol. Tema 7: Problemas de Química 3

4 Volumen molar: lo representaremos por V y es el volumen que ocupa un mol de una sustancia determinada en condiciones normales. Se mide en litros. Observaciones: 1.- Cuando se hable de condiciones normales, nos estaremos refiriendo a 0º C de temperatura y 1 atmósfera (atm) de presión. 2.- La presión es la magnitud que mide la fuerza aplicada sobre un cuerpo por unidad de superficie. 3.- La temperatura y la presión son dos magnitudes cuyas unidades en el sistema internacional son - Temperatura Grados Kelvin (se representa por ºK) - Presión Pascal (se representa por Pa) o N/m Para pasar de ºC a ºK se suma Para medir la presión se utilizan con frecuencia las siguientes unidades: Pa, atm y mm Hg (milímetros de mercurio). Para cambiar de unas a otras se tendrán en cuenta las siguientes equivalencias: 1 atm = 760 mm Hg 1 atm = Pa 1 mm Hg = 133 Pa 3.- RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA Y VOLUMETRÍA A) Condiciones normales Se seguirán los siguientes pasos utilizando factores de conversión: 1. Escribir la ecuación química y ajustarla. 2. Pasar el dato que nos da el ejercicio a moles. 3. Cambiar de sustancia (de la sustancia dato a la sustancia incógnita ). 4. Pasar a la unidad que nos pidan. B) Condiciones NO normales Hay que distinguir dos situaciones: 1. Las condiciones de presión y temperatura se refieren a los datos - Escribir la ecuación química y ajustarla. - Calcular con la siguiente fórmula, el número de moles de la sustancia dato: PV = nrt, donde P presión, V volumen, T temperatura, n número de moles, R constante universal de los gases Cuando en la fórmula anterior la presión se sustituye en Pa, el valor de R es 8,31; mientras que si la presión va en atm, la constante R valdrá 0,082. Las demás magnitudes se sustituyen siempre en las unidades del S.I. - Cambiar de sustancia (de la sustancia dato a la sustancia incógnita ). - Pasar a la unidad que nos pidan. Tema 7: Problemas de Química 4

5 2. Las condiciones de presión y temperatura se refieren a la incógnita - Escribir la ecuación química y ajustarla. - Pasar el dato que nos da el ejercicio a moles. - Cambiar de sustancia (de la sustancia dato a la sustancia incógnita ). - Calcular, con la misma fórmula de antes, lo que me pide el ejercicio. EQUIVALENCIAS PARA LOS CAMBIOS DE UNIDADES 1 mol = 6,0 10 moléculas 1 mol = 6,0 10 átomos 1 mol = masa molar g 1 mol = 22,4 litros (solamente en condiciones normales) 1 atm = 760 mmhg 4.- CONCEPTO DE DISOLUCIÓN Una disolución no es más que una mezcla homogénea; es decir, una mezcla en la que no se diferencian los componentes que la forman. En las disoluciones se distinguen dos tipos de componentes: El disolvente: normalmente es el componente que se encuentra en mayor proporción dentro de la disolución. No obstante, si uno de los componentes es el agua se la suele considerar como disolvente aunque no sea el que se encuentre en mayor proporción. También puede tomarse como disolvente, en ocasiones, aquel componente que se encuentra en el mismo estado físico que la disolución. En una disolución solamente hay un disolvente. El/los soluto/s: son todos los demás componentes de la disolución. 5.- MODOS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN La concentración de una disolución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente. Hay varias maneras de medir o expresar la concentración de una disolución: Tema 7: Problemas de Química 5

6 Porcentaje en masa: se mide en tanto por ciento y se calcula con la siguiente fórmula masa soluto % en masa 100 masa disolución Porcentaje en volumen: se mide en tanto por ciento y se calcula con la siguiente fórmula volumen soluto % en volumen 100 volumen disolución Concentración en masa: nos indica la masa de soluto que hay en un volumen determinado de disolución. Se mide en g/l y se puede calcular con la siguiente fórmula: masa soluto concentrac ión en masa volumen disolución Observación: no es lo mismo densidad de una sustancia que concentración en masa. La concentración en masa es la cantidad de soluto respecto al volumen de la disolución, mientras que la densidad es la cantidad de una sustancia con respecto al volumen de la misma sustancia. Molaridad: es el número de moles de soluto que hay en 1 litro de disolución y se mide en mol/l. moles soluto M volumen disolución Molalidad: es el número de moles de soluto que hay en 1 kilo de disolvente y se mide en mol/kg. moles soluto m kg disolvente Fracción molar: nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de disolución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de disolvente. Para calcular la fracción molar de un soluto se utiliza la siguiente fórmula: X soluto moles moles soluto soluto moles disolvente Y si lo que se quiere es calcular la fracción molar del disolvente, se emplea esta otra: X disolvente moles moles disolvente soluto moles disolvente A veces puede resultar interesante aplicar la siguiente expresión: X X 1 soluto disolvente FIN DEL TEMA Tema 7: Problemas de Química 6