Observaciones al MOL: MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. CONCEPTO DE MOL

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1 MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. CONCEPTO DE MOL El Kg es una unidad muy grande para medir la masa de un átomo, por eso inicialmente se utilizó la masa del hidrógeno, por ser el átomo más ligero, como unidad para comparar y medir masas atómicas. Actualmente, la IUPAC ha acordadoo utilizar como unidad de masa atómica (uma) a la doceava parte de la masa del 12 C. 1 uma es la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono. Por comparación con la uma se tabulan las masas atómicas de los elementos de la tabla y las masas moleculares de los compuestos. Así, por ejemplo, la masa de 1 átomo de carbono es 12 umas; la masa de 1 átomo de hidrógeno 1 umas; la masa de 1 átomo de oxígeno es 16 umas y la masa de 1 molécula de H 2 O es 18 umas. A efectos prácticos la uma no nos sirve de mucho porque no podemos ver los átomos ni las moléculas, así que cómo vamos a pesarlos? Sin embargo, como las masas atómicas y moleculares son relativas, es evidente que en 12gr de carbono debe haber el mismo número de átomos que en 1gr de hidrógeno o las mismas moléculas que en 18gr de agua. Ese número es 6, y se le llama Número de Avogadro. Un mol es la cantidad de materia que contiene el mismo número de partículas que hay en 12 gr de 12 C, es decir, un mol es un Número de Avogadro de cosas. Observaciones al MOL: No confundas molécula con mol. Solamente se parecen en el nombre, pero son cosas completamente distintas. 1molécula es una unidad, mientras que 1mol son 6, moléculas o átomos. o lo que sea. De una simple proporción se obtiene que: n º moles = nº gramos Pm Ten cuidado al nombrar a los elementos gaseosos que forman moléculas diatómicas (H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2 ). Cuando decimos 1mol de hidrógeno siempre nos referiremos a 1mol de moléculas H 2 porque es la forma en que se presenta (su masa son 2g, a diferencia de 1mol de átomos de hidrógeno que es 1gr). 1mol de C, 1mol de O 2, 1mol de H 2 O tienen las mismas unidades (un N AV ), pero tienen distinta masa. (Tradúcelo a docenas para entenderlo mejor: 1docena de canicas, 1docena de huevos y 1 docena de coches tienen las mismas unidades (12), pero tienen distinta masa porque la masa de una canica es distinta de la masa de un huevo y distinta a la de un coche.) No confundas nunca átomo con molécula. Una molécula es una agregación de dos o más átomos. Teniendo en cuenta esto: 1mol de O 2 y 1mol de H 2 O tienen las mismas moléculas (un N Av ), pero no tienen los mismos átomos: 1mol O 2 tiene 2*N Av de átomos y 1mol H 2 O tiene 3*N AV átomos. Sería como decir que 1docena de coches y 1docena de motos tienen las mismas unidades (12), sin embargo tienen distinto n º de ruedas. Elemento o Compuesto C Fe H 2 O masa de 1 átomo o 1 molécula masa de 1 mol 12,0 umas 12,0 gramos 55,8 umas 55,8 gramos 18,0 umas 18,0 gramos El concepto de mol es exactamente igual al de docena. Una docena son 12 cosas y un mol son 6, cosas. Equivalencia entre la uma y el Kg: Para hallar el equivalente de la uma y el Kg recordemos que 1 mol de carbono 12 tiene una masa de 12 gramos y contienen un número de Avogadro de átomos, es decir que: 1 mol de át.de C 12 contiene 6, át.de C 12 tiene una masa de 12 gr 1 átomo de C 12 x gr 1átomo C 1át 12g = = 1, , át g = 1, Kg y como, por definición, la uma, que es la doceava parte del C 12 sería: 12 C 1uma = = 1, Kg 1 mol de C tiene una masa de 12g y contiene 6, átomos de C 1 mol de Fe tiene una masa de 55,8g y contiene 6, átomos de Fe 1 mol de H 2 O tiene una masa de 18g y contiene 6, moléculas de H 2 O

2 Ejemplo a) Donde hay más átomos, en 1 mol de hierro o en 1 mol de carbono? b) Dónde hay más átomos, en 1 mol de hierro o en 1 mol de oxígeno? b) Que pesa más, 1 mol de hierro o 1 mol de carbono? a) Un mol de cualquier sustancia contiene un número de Avogadro de lo que sea, por tanto en 1 mol de hierro hay 6, átomos de hierro y en 1 mol de carbono hay también 6, átomos de carbono. b) En 1 mol de oxígeno hay 6, moléculas de oxígeno (ya que el oxígeno es un gas que forma moléculas diatómicas O 2 ) y como cada molécula tiene dos átomos de oxígeno, en 1 mol de oxígeno hay 2*6, átomos de oxígeno. c) En el apartado a) hemos razonado que en 1 mol de hierro y de carbono hay el mismo número de átomos, pero como los átomos de hierro son más pesados que los de carbono, 1 mol de hierro pesará más que el de carbono. Ejemplo: Cuántos moles hay en 132 gr de CO 2? Como 1 mol de CO 2, por definición, es igual a su masa molecular expresada en gramos, es decir 44 g, entonces, por simple proporción: nº gramos 132 n º moles = = = 3moles Pm 44 a la misma conclusión llegamos recordando que: 1 mol CO 2 son 44 gr CO 2 contiene 6, moléculas CO 2 x 132 gr CO 2 Ejemplo a) Cuántas moléculas hay en 10g de hidróxido sódico? b) Cuál es la masa en gramos de una molécula de ácido sulfúrico? DATOS: Densidad del H 2 SO 4 = 1,98 gr/cm 3 ; 1uma = 1, Kg a) 1 mol NaOH son 40 gr NaOH contiene 6, moléculas NaOH 10 gr NaOH x ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES PERFECTOS La ecuación general de los gases engloba a varias leyes que se enunciaron de forma separada. Indica la relación entre todas las magnitudes que afectan a un gas: P V = n R T P = Presión que soporta el gas. Se mide en atmósferas. (1atm = 760 mmhg) V = Volumen que ocupa el gas. Se mide en litros. Puesto que el volumen de gas depende muchísimo de la presión y temperatura, siempre que demos un resultado tenemos que indicar también la presión y Tª a que se ha medido, por ejemplo: 2L de O 2, medidos a 1atm y 27ºC n = nº de moles de gas = nºgramos/pm R es una constante para todos los gases ideales que vale R=0,082 atm. litro/ºk. mol T = Temperatura Kelvin = ºC En el trabajo con gases en muy corriente utilizar la convención Condiciones Normales, que equivalen a 1atm de presión y 0ºC de temperatura. Ejemplo: Calcular el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas, medido en condiciones normales. DATOS: R=0,082 atm. litro/ºk. mol CN P=1atm y T=0ºC=273ºK. Sustituyendo: P V = n R T 1*V = 1*0,082*273 V = 22,4litros Al resultado se le conoce como VOLUMEN MOLAR: un mol de cualquier gas, medido en CN (1atm y 0ºC), ocupa un volumen de 22,4 litros. Naturalmente si se mide en otras condiciones de presión y temperatura, ocupará otro volumen distinto, pero también igual sea el gas que sea. de donde x = 1, moléculas de NaOH b) 1 mol H 2 SO 4 son 98 gr H 2 SO 4 contiene 6, moléculas H 2 SO 4 x gr H 2 SO 4 1 molécula H 2 SO 4 de donde x = 1, gr A la misma conclusión llegamos teniendo en cuenta que la masa de 1 sola molécula de H 2 SO 4 es de 98 umas. Teniendo en cuenta la relación entre la uma y el g: 1 molécula H 2 SO 4 = 98 umas * 1, g/uma = 1, g Ejemplo: Calcular el volumen que ocupan 10 g de Oxígeno (O 2 ) a una presión de 740mmHg y 27ºC. DATOS: R=0,082 atm. litro/ºk. mol; Masa atómica O = 16. m PV = nrt PV = RT V = 0,082 ( ) V = 7.9L (740mmHg, 27ºC) Pm

3 FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN Una disolución es una mezcla homogénea formada por dos o más componentes. Antes de empezar, y aunque lo creas una tontería, procura tener bien claro que en una disolución hay que distinguir entre tres cosas distintas: Soluto, Disolvente y Disolución (que es la mezcla de ambos). Con mucha frecuencia la dificultad para entender los ejercicios deriva de confundir el concepto de disolvente con el de disolución. La mejor manera de no confundirse es indicando siempre de qué se trata. Por ejemplo: escribe siempre 10 gr de NaCl, o por ejemplo 10 gr de disolución. No te limites a escribir 10 gr que al final no sabrás de qué se trata. % en peso, indica el número de gramos de soluto que hay disueltos en 100 gr de disolución. Por ejemplo, si en 100 gramos de agua disolvemos 5 gr de NaOH la concentración de la disolución no es del 5%, ya que tendríamos 5 gr de NaOH disueltos en 105 gr de disolución 5gr NaOH 105gr disolución = x=4,76 % en peso de NaOH x 100gr disolución % en volumen, indica el número de cm 3 de soluto que hay disueltos en 100 cm 3 de disolución. (a veces también se refiere a 100 gr de disolución) Ejemplo: Una disolución de ácido sulfúrico tiene una concentración del 80% en peso. a) Indica como está formada la disolución b) Que cantidad de ácido habría en una botella de 0,5 Kg? a) El 80% en peso quiere decir que tiene 80gr de H 2 SO 4 en 100 gramos de disolución, por tanto que la mezcla está formada por 80gr de H 2 SO 4 y 20gr de H 2 O. b) Por simple proporción: 80gr H 2SO 4 100gr disolución = x = 400gr H 2 SO 4 x 500gr disolución gramos por litro (gr/litro) con ello se quiere indicar el número de gramos de soluto disueltos en 1 litro de disolución. (Si por ejemplo disolvemos 2 gr de NaCl en 1 litro de agua, esa disolución no tendría una concentración de 2 gr/l, porqué?) Ejemplo: Una disolución de ácido sulfúrico tiene una concentración del 80% en peso. Calcular su concentración en gr/l sabiendo que su densidad es 1,75 gr/cm 3. La densidad de la disolución nos indica que 1 litro de disolución tiene una masa 1750gr, ahora bien, esos 1750gr son de disolución y no de H 2 SO 4, así que como en el ejercicio anterior, lo que tenemos es que calcular la cantidad de ácido que hay en los 1750 gr: así que un litro de esa disolución estaría formado por 1400gr de H 2 SO 4 y 350gr de H 2 O, y la concentración sería 1400 gr/l. Como puedes ver, si generalizamos el proceso, tendremos que la relación entre la concentración en g/l y el % es: gr / L densidad 1000 % = (la densidad en gr/cm 3 ) 100 Molaridad (M) es el número de moles de soluto disueltos en 1 litro de disolución. Sus unidades, obviamente serán moles/litro. Es la forma más corriente de expresar la concentración en química y como ves es parecida a la de gr/l, pero que en lugar de gramos se refiere a moles. Teniendo en cuenta que nºmoles=nºgr/pm, la relación entre ambas formas de expresar la concentración es: M = nº moles litro n ºgramos Pm gr / L = = litro Pm por tanto, las dos formas más sencillas de calcular la molaridad es: 1. calcular los moles de soluto y dividirlo por el volumen en litros. 2. calcular la concentración en gr/l y luego dividir por el Pm. El problema inverso sería preguntarnos cuantos moles hay en un volumen V de una disolución que tiene una concentración molar M. Simplemente despejando tenemos que: nº moles = M (el Volumen de disolución en litros) V L y como el nºgramos = nºmoles*pm : nº gr = M V Pm (el Volumen de disolución en litros) L Ejemplo: Cuál es la Molaridad de una disolución que se ha obtenido disolviendo 4 gr de NaCl hasta obtener un volumen de 250 cm 3 de disolución. Indica el material necesario y el método de preparación. Cl=35,5; Na=23 En primer lugar fíjate en el término exacto que se ha empleado, hasta obtener un volumen de 250 cm 3 de disolución eso quiere decir que el resultado ha sido 250 cm 3 exactos de disolución. Muy distinto sería si se hubiera empleado en un volumen de 250 cm 3 de agua, ya que en ese caso el resultado final de la mezcla, es decir la disolución, no sería 250 cm 3. (1) Calculando los moles de soluto y dividirlo por el volumen en litros: moles NaCl = gr/pm = 4/58,5 = 0,068 moles NaCl 80gr H 2SO 4 x 100gr disolución = x = 1400gr H 2 SO gr disolución moles M = V L 0,068moles = 0,250L NaCl NaCl = Disolución 0,27mol / L (2) Calculando la concentración en gr/l. Naturalmente, si en 250 cm 3 de disolución hay 4 gr de sal, en 1 litro (1000 cm 3 ) habrá 16 gramos.

4 gr / L 16gr / L M = = = Pm 58,5gr / mol 0,27mol / L El material de laboratorio necesario para preparar esa disolución sería: Vidrio de reloj Cucharita Balanza electrónica Embudo Matraz aforado de 250 cm 3 Frasco lavador Vaso de precipitados con agua destilada Varilla de vidrio Pipeta o cuentagotas El procedimiento sería: (1) Colocamos el vidrio de reloj en la balanza y la taramos a cero. (si no es posible pues se anota su peso en limpio y le sumamos la cantidad a pesar). Una vez que tenemos el vidrio de reloj en la balanza y marcando cero, empezamos a añadir sal, con la ayuda de la cucharita y nunca volcando el bote, hasta que marque la cantidad de 4 gramos. Fíjate que de esta forma la sal ha quedado disuelta exactamente en 250 cm de disolución. Sin embargo si hubiésemos echado la sal en un vaso de precipitados y luego volcado 250 cm 3 de agua lo habríamos hecho mal. Ejemplo: En la etiqueta de una botella de ácido sulfúrico concentrado pueden leerse los siguientes datos: Pureza = 96%, Pm =98,08 gr/mol, densidad = 1,98 gr/cm 3. Expresar la concentración del ácido en gr/l, M ρ 1000 % gr / L = = = 1900,8gr / L gr / L 1900,8 M = = = 19,4mol / L Pm 98,08 Ejemplo: Imagina que tenemos una disolución de cloruro sódico de una concentración 0,27M, como la que acabamos de preparar. Si con la ayuda de una pipeta tomamos 10 cm 3 y los vertemos en un vaso de precipitados que contiene 90 cm 3 de agua destilada, cuál será la concentración de la nueva disolución? (2) Ahora colocamos el embudo sobre el matraz aforado y volcamos la sal que hemos pesado y con la ayuda del frasco lavador limpiamos el vidrio de reloj sobre el embudo para asegurar de que toda la sal que había se arrastre. Obviamente, la disolución resultante será mucho más diluida, pero una cosa es segura: tendrá la misma cantidad de sal que hay en los 10 cm 3 de la disolución original que hay en la pipeta, ya que solo le hemos añadido agua destilada y en el agua no hay sal. Dicho de otra forma: moles NaCl en la pipeta + moles NaCl en el vaso de agua = moles NaCl en la mezcla final (3) Ahora vamos echando agua destilada desde el vaso de precipitados y nos ayudamos con una varilla de vidrio. Pegamos el vaso a la varilla dejando que el agua derrame lentamente y de esa forma evitamos salpicaduras. Cuando el matraz aforado está lleno de agua en algo más de la mitad lo agitamos para que se disuelva y continuamos echando agua de la misma forma. (4) Cuando falta poco para llegar al enrase, continuaremos echando agua pero ya con un cuentagotas o una pipeta para no pasarnos. Teniendo en cuenta que: moles=m*v L, que en el agua no hay sal y que el volumen de la mezcla será de 10mL+90mL=100mL M NaCl,pipeta *V L,pipeta + 0 = M NaCl,mezcla *V L,mezcla 0,27*0,010 = M *0,100 de donde la concentración de la nueva disolución será M =0,027 mol/l.

5 ECUACIONES QUÍMICAS De acuerdo con la teoría atómica de Dalton los átomos no pueden crearse ni destruirse, y por tanto, en una reacción química los átomos de los reactivos simplemente se reorganizan y dan lugar a unos productos en los que hay los mismos átomos, aunque unidos de otra forma. Eso quiere decir que para escribir correctamente una ecuación química no basta con escribir los reactivos y los productos, sino que además debemos introducir unos coeficientes para ajustarlas, de manera que haya el mismo número de átomos a ambos lados de la ecuación. Por ejemplo, en la formación del agua: H O 2 H 2 O Como suelen escribirse los coeficientes como números enteros, simplemente multiplicamos toda la ecuación por 2: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Más adelante veremos los métodos para ajustar reacciones redox, que suelen ser más complejas, pero las reacciones ordinarias se ajustan simplemente probando por tanteo como cuando se hace un puzle. De todas formas se pueden dar algunas orientaciones: Los coeficientes siempre van delante de la fórmula e indican el número de moléculas (o de moles) que reaccionan o se forman. Nunca se pueden modificar los subíndices que forman parte de la fórmula porque la romperían. Ajusta primero los elementos que aparecen en 1 reactivo y en 1 producto En muchas ocasiones aparecen grupos de átomos que no varían y por tanto debes tratarlos como si se tratara de un elemento. Por ejemplo el ion sulfato SO 4 2, el nitrato NO 3, etc Los coeficientes de la reacción, una vez ajustada, indican la proporción en que reaccionan los reactivos y se forman los productos, así que podemos leer que 2 átomos de aluminio reaccionan con 3 moléculas de sulfúrico y dan lugar a 1 molécula de sulfato de aluminio y 3 moléculas de hidrógeno. Igualmente podríamos decir que 2 docenas de átomos de aluminio reaccionan con 3 docenas de moléculas de sulfúrico O bien podemos decir que los coeficientes nos están indicando el número de moles que reaccionan y se forman, así debemos leer que 2 moles de aluminio reaccionan con 3 moles de sulfúrico y dan 1 mol de sulfato de aluminio y 3 moles de hidrógeno. Evidentemente podemos aplicarle las equivalencias con el mol que ya hemos estudiado, así podemos poner que: 2 moles Al 3 moles H 2 SO 4 1 mol Al 2 (SO 4 ) 3 3 moles H 2 2*27 gr Al 3*98 gr H 2 SO gr Al 2 (SO 4 ) 3 3*2gr H 2 Podemos establecer una proporción entre cualquiera de los compuestos en términos de moles, masa y volúmenes molares, pero cuidando siempre que arriba y abajo haya las mismas unidades: moles y moles; gr y gr o L en CN y L en CN Los pasos son: Lee el enunciado muy bien hasta comprenderlo Escribe y ajusta la reacción. Subraya los compuestos entre los que debes hacer la proporción Escribe bajo cada fórmula la cantidad en los términos (moles, masa o volumen molar) que te indique el problema. Como norma general: Si nos dan o piden gramos utilizaremos la masa molecular Si nos dan o piden el volumen de un gas medido en CN, pondremos 22,4 L En el resto de los casos utilizaremos la relación en moles. Por ejemplo: o Si nos dan el volumen de un gas a 1,5 atm y 25 ºC. Mediante la ecuación de los gases perfectos PV=nRT calculamos el número de moles y luego establecemos la proporción. o Si nos dan el volumen de una disolución de concentración M. Calculamos el número de moles=m. V L y luego establecemos la proporción. Establece la proporción (regla de tres) y ya está. Ejemplo1: Calcular los gramos de hidrógeno que se obtienen al tratar 6 gr de aluminio con ácido sulfúrico en exceso. Al=27, S=32, O=16, H=1 Fíjate que en el enunciado te dice que hay ácido sulfúrico en exceso, lo que quiere decir que la reacción tendrá lugar hasta gastar todo el aluminio, y así sabemos que habrán reaccionado exactamente los 6 gr de Al. De la reacción, una vez ajustada, se deduce que de dos moles de aluminio (2*27gr de Al) se obtienen 3 moles de hidrógeno (3*2gr de H 2 ) 2*27 gr Al 3*2 gr H 2 6 gr Al x gr H 2 x = 0,667 gr H 2 Ejemplo2: Calcular el volumen de hidrógeno, medido en CN, que se obtiene al tratar 6gr de aluminio con ácido sulfúrico en exceso. Qué volumen de hidrógeno se obtendría si se midiera a 27ºC y 740 mmhg? a) Del enunciado se deduce que la proporción hemos de hacerla en términos de masa y de volumen molar: de dos moles de aluminio (2*27gr de Al) se obtienen 3 moles de hidrógeno, que al tratarse de un gas ocupan (3*22,4 litros de H 2 medidos en CN) 2*27 gr Al 3*22,4 L H 2 en CN 6 gr Al V L H 2 en CN de donde V CN = 7,467 litros de hidrógeno medidos en CN

6 Al mismo resultado habríamos llegado si procedemos como en el Ejemplo 1 y ahora aplicamos la ecuación general de los gases perfectos: m 0,667 PV = nrt PV = RT 1 V = 0, Pm 2 de donde V = 7,467 litros de hidrógeno medidos en CN b) Cuando nos pregunten por el volumen de un gas y esté medido en unas condiciones que no sean las CN, ya no podemos establecer la proporción directamente como hemos hecho antes porque no sabemos el volumen que ocupa un mol de gas en todas las condiciones posibles, así que no nos queda otra opción que: Calcular el número moles de hidrógeno (o bien de gramos de hidrógeno) y luego, mediante la ecuación de los gases perfectos, calcular el volumen que esos gramos ocupan en las condiciones que nos digan. Exactamente como se ha hecho antes, claro que poniendo P=740/760 atm. y T=(273+27) ºK 2*27 gr Al 3 moles H 2 6 gr Al n moles H 2 n=0,333 moles H y como PV=nRT V = 0,333 0,082 ( ) V=8,413 L 760 Ejemplo3: Calcular: a) Los gramos de ácido sulfúrico que reacciona con 6 gr de aluminio. b) El volumen de ácido sulfúrico 4M que reacciona con 6 gr de aluminio a) Como nos piden gramos de H 2 SO 4, Para tener las mismas unidades utilizaremos masa molecular del H 2 SO 4. 2*27 gr Al 3*98 gr H 2 SO 4 6 gr Al x gr H 2 SO 4 x = 32,667 gr H 2 SO 4 b) Ahora nos piden nos piden volumen V de H 2 SO 4 4M que reacciona. Para tener las mismas unidades en este caso utilizaremos moles (Recuerda que moles=m*v) 2*27 gr Al 3 moles H 2 SO 4 6 gr Al 4*V moles H 2 SO 4 V = 0,083 L H 2 SO 4 4M moles = M*V L REACCIONES TERMOQUÍMICAS Una reacción termoquímica no es más que una reacción normal, en la que además de los reactivos y de los productos también se escribe la energía que se pone en juego en la reacción. Las reacciones pueden ser exotérmicas o endotérmicas. Reacciones exotérmicas: Son aquellas en las que se desprende calor como si fuese un producto más de la reacción. Un ejemplo son las reacciones de combustión. Cuando el carbono arde tiene lugar la reacción: C + O 2 CO ,5kJ Quiere decir que por 1 mol de carbono reacciona con 1 mol de oxígeno y da lugar a 1 mol de dióxido de carbono y se desprende un calor de 393,5 kjulios. Reacciones endotérmicas: Son aquellas en las que se absorbe calor como si fuese un reactivo más. Por ejemplo la reacción de descomposición del carbonato de calcio: CaCO ,4kJ CaO + CO 2 Teniendo en cuenta el criterio de signos del calor de la IUPAC, que considera positivo al calor ganando y negativo al calor perdido, es muy frecuente escribir la energía puesta en juego en la reacción de forma separada y precedida de su signo, así las reacciones anteriores también se escriben: C + O 2 CO 2 H = 393,5 kj CaCO 3 CaO + CO 2 H = + 178,4kJ El calor, para los cálculos estequiométricos se utiliza como si fuese si se tratase de un compuesto más. Reacciones de combustión de compuestos de Carbono e Hidrógeno: Siempre que arde, es decir se combina con O 2, se forma CO 2 y H 2 O. Por ejemplo, la reacción de combustión (sin ajustar) del butano C 4 H 10 es; C 4 H 10 + O 2 CO 2 + H 2 O H = El calor, en los cálculos estequiométricos se utiliza como si se tratase de un compuesto más. Ejemplo3: El alcohol etílico o etanol arde de acuerdo con la siguiente ecuación. C 2 H 6 O + 3O 2 2CO 2 + 3H 2 O H = 1360kJ Calcular el calor desprendido cuando se quemen 100g de alcohol. Masas atómicas: C=12; H=1; O=16 C 2 H 6 O + 3O 2 2CO 2 + 3H 2 O H = 1360kJ 46 g C 2 H 6 O 1360kJ 100 g C 2 H 6 O x de donde x = 2956,5kJ. El signo menos indica que es calor desprendido y por tanto corresponde a un reacción exotérmica.

7 TEORÍA CINÉTICA DE LAS COLISIONES La teoría cinética nos dice que las moléculas de los líquidos y gases están en continuo movimiento y por tanto chocando entre sí, pero si en cada choque de reactivos tuviese lugar una reacción todas las reacciones serían instantáneas, cosa que no ocurre. La teoría de Lewis supone: 1. Las moléculas de reactivos deben chocar y además hacerlo con una energía mínima llamada energía de activación, suficiente para romper los enlaces. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN 1. Naturaleza de los reactivos. Puesto que en la reacción deben romperse los enlaces de los reactivos, cuanto más estables sean mayores energías de activación necesitarán. 2. Estado físico de los reactivos. Puesto que las reacciones se producen por choques, es evidente que las reacciones entre gases y líquidos serán más fáciles que las que tienen lugar entre sólidos y que en este último caso influirá muchísimo el grado de división de las partículas (porque cuanto más triturada esté mayor superficie ofrecerá a los choques.) 3. Concentración de los reactivos. Cuanto mayor sea la concentración de los reactivos mayor será la posibilidad de que choquen adecuadamente, aumentando la velocidad de reacción. 4. Presión entre sustancias gaseosas. Ya que un aumento de la presión provoca un n aumento de la concentración. ( PV = nrt de donde P = RT ) V 5. La temperatura. El aumento de temperatura, por un lado hace que: 2. Para que el choque sea efectivo debe tener una orientación adecuada, y a los choques que producen reacción se les llama choques eficaces. aumente la velocidad de las moléculas y el número de choques, con lo que aumentará la velocidad de reacción por otro lado hace que aumente el porcentaje de moléculas con la energía de activación necesaria. 6. Los catalizadores. Los catalizadores son sustancias que, aunque se encuentren en cantidades muy pequeñas, modifican mucho le velocidad de la reacción. Los catalizadores cambian el mecanismo de la reacción, haciendo que transcurra de otra forma con una energía de activación menor 3. Cuando tiene lugar un choque eficaz se forma una especie de agregado intermedio llamado complejo activado, que inmediatamente se descompone dando lugar a los productos de reacción. Esta teoría está de acuerdo con la idea de Dalton de cómo tenían lugar las reacciones. Según Dalton, en las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. Lo que también nos lleva a la ley de conservación de la masa de Lavoisier: en una reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos. Obvio puesto que hay los mismos átomos solo que reorganizados de forma diferente. Los catalizadores se recuperan al final de la reacción, por lo que globalmente es como si no hubiesen intervenido. Los catalizadores alteran también la velocidad de reacción inversa, ya que como puede verse en la figura, al disminuir la energía de activación, ha disminuido los obstáculos que había cuando la reacción transcurre hacia un lado, pero también hacia el otro. Precisamente porque afecta por igual a la velocidad directa y a la inversa, los catalizadores no influyen en el equilibrio de la reacción Los catalizadores naturales con las Enzimas o biocatalizadores: Son proteínas que continuamente están catalizando todas las reacciones que tienen lugar en los seres vivos. Lo más significativo es que son altamente específicos.

8 REACCIONES ÁCIDO-BASE. TEORIA DE ARRHENIUS Arrhenius estableció una relación entre las propiedades de los ácidos y bases en disolución acuosa con la aparición de H + y de OH respectivamente. Diciendo: Ácido es aquella sustancia que al ionizarse en agua libera protones. (Hay que decir que los protones o iones hidrógeno o hidronio, están rodeados de varias moléculas de agua, por ese motivo también se representan como H 3 O +.) HCl H + H 2 SO 4 2 H + + Cl CH 3 COOH H + + SO CH 3 COO Base es aquella sustancia que al ionizarse en agua librea iones hidroxilo: NaOH Na + + OH b) Material necesario Bureta de 100 ml Soporte de barra con pinzas de bureta y nuez Pipeta Erlenmeyer de 250 ml Papel de filtro. Disolución de HCl de concentración 0,1M 50 ml de disolución de KOH de concentración 0,02M Disolución de fenolftaleína u otro indicador. Procedimiento: Con la ayuda de la pipeta tomamos 50 ml de KOH 0,02M y los ponemos en un erlenmeyer. Le añadimos unas gotas de fenolftaleína, que hará de indicador, poniéndose de color rosa al contacto con la KOH. En la bureta se coloca el ácido clorhídrico 0,1M y se enrasa a cero. Una vez enrasada se monta sobre el soporte, atornillándola mediante la pinza. Ca(OH) 2 Ca + NH 4 OH NH OH + OH La reacción de neutralización entre un ácido y una base da siempre sal y agua. Según Arrhenius, se entiende simplemente como la reacción entre los iones H + y OH dando agua, de manera que los otros iones simplemente hacen de meros espectadores. ( Na + + OH ) + ( H + + Cl ) Na + + Cl + H 2 O Volumetría ácido-base: Se llama volumetría al proceso que nos permite a partir de la reacción de neutralización, calcular la concentración de un ácido sabiendo la concentración de la base o viceversa. Ejemplo4: En un recipiente tenemos una disolución acuosa de HCl 0,1M: a) Cual es el volumen de esa disolución necesario para neutralizar 50 ml de una disolución 0,02M de hidróxido de potasio? b) Describa el procedimiento e indique el material necesario para llevar a cabo la valoración anterior. a) Escribimos la reacción de neutralización entre el HCl y el KOH. Como sabemos ácido + base sal + agua. Teniendo en cuenta que moles = M V L HCl + KOH KCl + H 2 O 1mol HCl 1mol KOH 0,1*V L moles 0,02*0,050 moles KOH Ahora solo queda ir dejando gotear lentamente el ácido y agitar a la vez hasta que el indicador vire al color transparente, en cuyo caso en la bureta hacemos la lectura del ácido gastado para la neutralización: en este caso deben ser 10 ml. AMPLIACION 7.2. Planifica una experiencia, y describe el procedimiento a seguir en el laboratorio, que demuestre que en las reacciones de combustión se produce dióxido de carbono mediante la detección de este gas Describe las reacciones de síntesis industrial del amoníaco y del ácido sulfúrico, así como los usos de estas sustancias en la industria química Justifica la importancia de las reacciones de combustión en la generación de electricidad en centrales térmicas, en la automoción y en la respiración celular Interpreta casos concretos de reacciones de neutralización de importancia biológica e industrial. de donde V L. ácido = 0,01 L de HCl = 10mL HCl