TEMA 4. CÁLCULOS QUÍMICOS

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1 TEMA 4. CÁLCULOS QUÍMICOS 0. Índice 1. Leyes fundamentales de las reacciones químicas Leyes ponderales Ley de conservación de la masa o Ley de Lavoisier Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton Leyes de volumen Ley de volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac Ley de número de moléculas de gas o Ley de Avogadro Concepto de peso atómico y molecular Peso atómico Peso molecular Concepto de mol. Número de Avogadro El mol Disoluciones Concepto de concentración. Cálculo de la concentración Métodos masa-masa Métodos masa-volumen Métodos volumen-volumen Funcionamiento de las reacciones químicas Tipos de reacciones Según la reorganización de átomos Según el mecanismo que desencadenan Velocidad de una reacción Energía de una reacción Gases ideales Página 1

2 TEMA 4. CÁLCULOS QUÍMICOS 1. Leyes fundamentales de las reacciones químicas Una reacción química es un proceso por el cual varias sustancias interaccionan para producir otras sustancias nuevas. En todas las reacciones químicas tienen lugar los siguientes procesos: 1º ruptura de los enlaces 2º interacción entre las sustancias 3º formación de enlaces nuevos Una reacción química se representa mediante una ecuación química que consta de 2 partes. En la primera parte de la reacción se escriben las sustancias reaccionantes (reactivos) y en la segunda parte de la reacción se escriben los productos de la reacción, separados por una flecha que indica la dirección de la reacción. Ejemplo: H 2 + S H 2 S Cuando la reacción es reversible (no siempre lo es) en la ecuación se indica con dos flechas en ambos sentidos. REACTIVOS PRODUTOS El estado físico de las sustancias que intervienen en la reacción se indica mediante símbolos que se colocan detrás de cada sustancia. Ejemplo: (g) gaseoso (l) líquido (s) sólido (m) metálico (aq) disolución acuosa CaCO 3 (s) CO 2 (g) + CaO(s) Ca(OH) 2 (s) + CO 2 (g) H 2 O(l) + CaCO 3 (s) Las reacciones químicas se basan en las leyes estequiométricas que relacionan los pesos y volúmenes que hay entre reactivos y productos. Estas leyes se dividen en dos tipos: 1.1. Leyes ponderales Ley de conservación de la masa o Ley de Lavoisier La masa de las sustancias reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción. Ejemplo: 2H 2 + O 2 2H 2 O Página 2

3 Nos indica que la masa de los reactivos es siempre igual a la masa de los productos: 2H 2 + O 2 2H 2 O Peso atómico del H = 1 u Peso atómico del O = 16 u 2(2 1) = 2( ) Estos números que se colocan delante de las moléculas se llaman coeficientes estequiométricos e indican en qué proporción intervienen las moléculas de reactivos y productos en una reacción química. Ejemplo: La ecuación química Se ajusta de la siguiente manera KClO 3 KCl + O 2 2KClO 3 2KCl + 3O Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de pesos constante. Por ejemplo, en la formación del NaCl la relación entre la masa de Na y la masa de Cl, sea cual sea la cantidad que queramos formar de sal, será siempre la misma. Ejemplo: Peso atómico del Na = 23 u Peso atómico del Cl = 35,45 u 1 unidad de NaCl 5 unidades de NaCl masana = masacl 23u = 0, ,45u masana = masacl 5x23u = 5x35,45u 115u 177,25u = 0,6488 Se observa que la relación entre la masa de Na y la masa de Cl es siempre 0,6488, independientemente de la cantidad de sal que formemos Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton Cuando se combinan dos elementos para formar más de un compuesto, se cumple que una cantidad en peso de una de ellas se une con cantidades variables del otro formando entre sí una relación de números enteros sencillos. Ejemplo: N + O 1,3,5 2 Peso molecular del N = 14 u Peso molecular del O = 16 u Nitrógeno Oxígeno N 2 O 14 2 = 28 u 16 1 N 2 O = 28 u 16 3 N 2 O = 28 u 16 5 Página 3

4 masaoxígeno masanitrógeno = 1 = 3 = Leyes de volumen Ley de volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac Cuando dos o más volúmenes se combinan en una reacción, obedecen a relaciones de números enteros sencillos. Ejemplo: 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) 2 volúmenes de hidrógeno se combinan con 1 de oxígeno para dar 2 volúmenes de agua 4H 2 (g) + 2O 2 (g) 4H 2 O(l) 6H 2 (g) + 3O 2 (g) 6H 2 O(l) Relación de volúmenes = volumenhidrógeno volumenoxígeno = Ley de número de moléculas de gas o Ley de Avogadro Dos volúmenes iguales de gases distintos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. Este número se conoce como número de Avogadro y su valor es 6, y es también el número de moléculas que contiene un mol. Ejemplo: 1 litro de N 2 contiene 6, moléculas de nitrógeno 1 litro de O 2 contiene 6, moléculas de oxígeno 1 litro de H 2 contiene 6, moléculas de hidrógeno Página 4

5 2. Concepto de peso atómico y molecular 2.1. Peso atómico Se define como unidad de masa atómica o peso atómico a la doceava parte de la masa del isótopo del carbono 12, y se corresponde aproximadamente con la masa del protón que es 1, kg Peso molecular Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman una molécula. Ejemplo: molécula de agua Peso atómico del H Peso atómico del O Peso molecular del H 2 O = 1 u = 16 u = = 18 u 3. Concepto de mol. Número de Avogadro 3.1. El mol Se define el mol como la cantidad de sustancia que es igual a la masa atómica o masa molecular de esa sustancia expresada en gramos. Ejemplo: H 2 O (agua) 1 mol H 2 O = 18 g 2 moles H 2 O = 36 g S (azufre) 1 mol S = 32 g 2 moles S = 64 g Distinguimos cuando trabajamos con átomos y cuando trabajamos con moléculas: 1 mol de átomos de H 1 mol de moléculas de H 2 H = 1 g H 2 = 2 g Ejemplo: Cuánto pesan 0,8 moles de ácido sulfúrico? Peso molecular H 2 SO 4 = 98 u por lo tanto 1 mol H 2 SO 4 pesa 98 g 1 mol H 2 SO 4 98 g 0,8 moles x x = 0,8moles 98g 1mol = 78,4 g Ejemplo: Cuántos moles hay en 250 g de ácido ortofosfórico? Peso molecular H 3 PO 4 = 98 u por lo tanto 1 mol H 3 PO 4 pesa 98 g 1 mol H 3 PO 4 98 g x 250 g x = 1mol 250 g 98g = 2,55 moles Un mol también se define como la cantidad de materia que contiene un número de partículas igual al número de Avogadro 6, partículas. Así: Página 5

6 un mol de átomos son 6, átomos un mol de moléculas son 6, moléculas Ejemplo: Peso molecular del agua H 2 O = 18 u 1 molécula de H 2 O pesa 18 u 1 mol de H 2 O pesa 18 g 1 mol de moléculas de H 2 O son 6, moléculas 6, moléculas H 2 O pesan 18 g Ejemplo: Peso atómico del sodio Na = 23 u 1 átomo de Na pesa 23 u 1 mol de Na pesa 23 g 1 mol de átomos de Na son 6, átomos 6, átomos de Na pesan 23 g Ejemplo: Cuántos moles y cuántas moléculas hay en 100 g de agua? Peso molecular H 2 O = 18 u por lo tanto 1 mol H 2 O pesa 18 g 1 mol H 2 O 18 g x 100 g x = 1mol 100g 18g = 5,5 moles En 100 gramos de agua hay 5,5 moles 1 mol H 2 O 6, moléc 5,5 moles x 5,5moles 6, moléculas x= =3, moléc 1mol En 100 gramos de agua hay 3, moléculas Página 6

7 4. Disoluciones Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí. Toda disolución está formada por un soluto que se disuelve en un medio dispersante llamado disolvente. Existen 3 tipos de disoluciones: - Sólidas: son aleaciones metálicas como el acero (aleación de hierro y carbono) o el bronce (cobre y estaño). - Líquidas: por ejemplo una disolución de cloruro de sodio (NaCl) en agua (H 2 O) o una disolución de etanol (C 2 H 5 OH) en agua (H 2 O). - Gaseosas: el ejemplo más cercano lo tenemos en la atmósfera, la cual es una mezcla de diferentes gases en diferente proporción: oxígeno (O 2 ), dióxido de carbono (CO 2 ), nitrógeno (N 2 ), hidrógeno (H 2 ), monóxido de carbono (CO), etc Concepto de concentración. Cálculo de la concentración Se dice que una disolución está diluida o saturada dependiendo de la cantidad de soluto y disolvente que la compongan. El soluto será la sustancia que esté en menor proporción en la disolución y el disolvente la que está en mayor proporción. - Cuando hay poco soluto se dice que la disolución está diluida. - A medida que aumenta la cantidad de soluto, se dice que aumenta la concentración de la disolución. - Cuando un disolvente contiene la mayor concentración de soluto que puede disolver, se dice que la disolución está saturada. - Una solución sobresaturada es aquella que contiene más soluto del que puede ser disuelto en el disolvente. La concentración por lo tanto es la relación que existe entre la cantidad de soluto y de disolvente y se define como la masa o el volumen de soluto disuelto en una cantidad de disolvente o disolución. Para medir la concentración existen 3 métodos: Métodos masa-masa a) Porcentaje en masa: es la masa en gramos de cada una de las sustancias que hay en 100 gramos de disolución. Se calcula: masa( A) %( A) x100 masa( Disolución) Donde: %(A) es el porcentaje en masa de la sustancia A masa(a) es la masa de la sustancia A masa(disolución) es la masa total de la disolución (soluto+disolvente) b) Fracción molar: es el número de moles de cada una de las sustancias dividido por el número de moles de la disolución. Se calcula: Página 7

8 A) ( A) 1 Total) Donde: (A) es la fracción molar de la sustancia A A) es el número de moles de la sustancia A Total) es el número de moles totales de la disolución (soluto+disolvente) La suma de la fracción molar del soluto más la fracción molar del disolvente es igual a 1. c) Molalidad (m): es el número de moles de soluto que hay en un kilogramo de disolvente. Se calcula: soluto) m masa( disolvente) moles kg Donde: soluto) moles de soluto masa(disolvente) masa de disolvente en kilogramos Ejemplo: Tenemos una disolución formada por 684 gramos de azúcar (C 12 H 22 O 11 ) y 900 gramos de agua (H 2 O). Calcula: a) Porcentaje en masa del agua y el azúcar b) Fracción molar del agua y del azúcar c) Molalidad de la disolución masa( A) a) Para calcular el porcentaje en masa utilizamos %( A) x100 masa( Disolución) masa( azúcar) 684g %( azúcar ) x100 x100 43,2% de azúcar masa( Disolución) 900g 684g masa( agua) 900gr %( agua ) x100 x100 56,8% de agua masa( Disolución) 900g 684g La suma de ambos porcentajes es 100%, indicando que la disolución está formada exclusivamente por agua y azúcar. b) Para calcular la fracción molar primero necesitamos calcular el número de moles de agua y azúcar que tenemos en la disolución. Peso molecular C 12 H 22 O 11 = 342 u por lo tanto 1 mol C 12 H 22 O 11 pesa 342 g 1 mol C 12 H 22 O g x 684 g x = 1mol 684 g 342g = 2 moles de azúcar Peso molecular H 2 O = 18 u por lo tanto 1 mol H 2 O pesa 18 g 1 mol H 2 O 18 g x 900 g x = 1mol 900 g 18g = 50 moles de agua Página 8

9 A) A continuación para calcular la fracción molar utilizamos ( A) Total) azúcar) 2moles ( azúcar) 0,04 azúcar agua) 2moles 50moles agua) 50moles ( agua) 0,96 azúcar agua) 2moles 50moles La suma de ambas fracciones molares es 1 (0,04+0,96 = 1) c) Para calcular la molalidad dividimos los moles de soluto entre los kilogramos de disolvente. azúcar) 2moles m 2,2moles / kg masa( agua) 0,9kg La disolución tiene una concentración de 2,2 moles/kg; también se dice que la disolución es 2,2 molal ó 2,2 m Métodos masa-volumen a) Molaridad (M): la molaridad de una sustancia en una disolución es el número de moles que hay de esa sustancia en un litro de disolución. Se calcula: M soluto) litros( Disolución) moles litro b) Gramos/litro: mide los gramos de soluto que hay por litro de disolución. Se calcula: gramos( soluto) g / l litros( Disolución) gramos litro Ejemplo: Determina la molaridad y los gramos/litro de una disolución obtenida tomando 2 gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH) 2 ) y disolviéndolos en un volumen de 200 cm 3 de agua. Datos: densidad del agua = 1 g/cm 3 ; densidad de la disolución = 1,05 g/cm 3. Con los datos de densidad que nos dan en el enunciado del problema, calculamos: La masa de disolvente (agua) masa densidad masa densidad volumen volumen masa (H 2 O) = 1g/cm cm 3 = 200 g Página 9

10 El volumen de disolución (agua + hidróxido cálcico) masa densidad volumen volumen masa densidad masa( soluto) masa( disolvente) 2g 200g 202g volume Disolución) 192cm 3 3 densidad ( Disolución) 1,05 g / cm 1,05 g / cm 3 volumen (Disolución) = 192 cm 3 = 0,192 dm 3 = 0,192 litros A continuación, calculamos el número de moles que tenemos de hidróxido Peso molecular Ca(OH) 2 = 74,08 u por lo tanto 1 mol Ca(OH) 2 74,08 g 1 mol Ca(OH) 2 74,08 g x 2 g x = 1mol 2 g 74,08g = 0,027 moles de hidróxido Con estos datos, ya podemos calcular: La Molaridad soluto) 0,027moles M 0,14 moles / litro litros( Disolución) 0,192litros La disolución tiene una concentración de 0,1 moles/litro; también se dice que la disolución es 0,14 molar ó 0,14 M. La concentración en gramos/litro: gramos( soluto) 2gramos g / l 10,4g / l litros( Disolución) 0,192litros La disolución tiene una concentración de 10,4 g/l Métodos volumen-volumen a) Porcentaje en volumen: es el volumen en mililitros de cada una de las sustancias que hay en 100 ml de disolución. Se calcula: volume A) %( A) x100 volume Disolución) Ejemplo: En la etiqueta de una botella de 1 litro de whisky, aparece la siguiente anotación: 40% vol. Qué volumen de etanol contendrá la botella? volume e tan ol) 40%(etanol) x100 1litro ( Disolución) Página 10

11 40% 1litro volumeetanol) 100 0,4litros 400ml En una botella de 1 litro de whisky 40% volumen, 400 ml son de etanol Página 11

12 5. Funcionamiento de las reacciones químicas Los procesos químicos, son aquellos procesos en los que la materia sufre transformaciones en su composición. Distinguimos entre: Transformaciones cualitativas (atendiendo a las sustancias y sus transformaciones), por ejemplo: La formación del agua: 2H 2 + O 2 2H 2 O La descomposición del agua: 2H 2 O 2H 2 + O 2 Transformaciones cuantitativas (atendiendo a las cantidades de las sustancias y a las relaciones entre ellas), por ejemplo: Dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para formar 2 moléculas de agua: 2H 2 + O 2 2H 2 O Dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para formar 2 moles de agua: 2H 2 + O 2 2H 2 O Cuatro gramos de hidrógeno reaccionan con 32 gramos de oxígeno para formar 36 gramos de agua: 4 g H g O 2 36 g H 2 O 5.1. Tipos de reacciones Todos estos procesos químicos vienen determinados por diferentes tipos de reacciones químicas que se clasifican en función de diversos criterios: Según la reorganización de átomos Los átomos de las moléculas implicadas en la reacción se reorganizan dando productos diferentes de los reactivos. Distinguimos los siguientes tipos: a) Reacciones de síntesis: dos sustancias se combinan para formar una tercera A + B C Por ejemplo, la formación de la pirita (Sulfuro de hierro (II)) Fe (s) + S (s) FeS (s) b) Reacciones de descomposición: una sustancia se descompone dando lugar a otras más sencillas A B + C Por ejemplo, la descomposición del carbonato cálcico CaCO 3 (s) CO 2 (g) CaO (s) Página 12

13 c) Reacciones de sustitución o desplazamiento: un elemento más activo desplaza a otro menos activo en un compuesto y lo sustituye formando un nuevo compuesto A + BC AB + C Por ejemplo, la sustitución del cobre por cinc en el sulfato cúprico Zs) + CuSO 4 (s) Cu (s) + ZnSO 4 (s) d) Reacciones de doble sustitución o doble desplazamiento: los átomos o iones de dos sustancias intercambian sus posiciones dando origen a nuevos compuestos AB + CD AD + BC Por ejemplo, la formación de la sal (cloruro de sodio) NaOH (s) + HCl (l) NaCl (s) + H 2 O (l) Según el mecanismo que desencadenan Cuando las moléculas reaccionan se producen diferentes fenómenos químicos. Podemos distinguir los siguientes: a) Reacciones de precipitación: al mezclar dos disoluciones el resultado de la reacción es la formación de un compuesto insoluble que precipita. Por ejemplo, el yoduro de potasio en disolución acuosa, reacciona con el nitrato de plomo (II) también en disolución acuosa. El resultado de la reacción es la formación de yoduro de plomo (II) que es sólido e insoluble en agua, por lo que precipita en la disolución de nitrato de potasio resultante. 2KI (aq) + Pb(NO 3 ) 2 (aq) PbI 2 (s) + 2KNO 3 (aq) b) Reacciones de oxidación-reducción: también son conocidas como reacciones redox. Son reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre dos elementos químicos, uno que pierde electrones a favor de otro que los acepta: El agente reductor es el reactivo que cede electrones, aumentando su estado de oxidación, es decir, se oxida. El agente oxidante es el reactivo que acepta electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, se reduce. Por ejemplo, en la reacción redox en la que el óxido de hierro (III) reacciona con el monóxido de carbono, se obtiene hierro y dióxido de carbono: Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2 Página 13

14 En esta reacción se da una transferencia de electrones entre el hierro y el carbono de la siguiente manera: El hierro pasa de estado de oxidación +3 a estado de oxidación 0, por lo que ha ganado electrones. El carbono pasa de estado de oxidación +2 a estado de oxidación +4, por lo que ha perdido electrones. Por lo tanto: +3 0 Fe Fe es decir que el hierro gana electrones y por lo tanto Fe 2 O 3 es el agente oxidante Fe 2 O 3 se reduce a Fe C C es decir que el carbono pierde electrones y por lo tanto CO es el agente reductor CO se oxida a CO 2 c) Reacciones ácido-base: también son conocidas como reacciones de neutralización. Son reacciones que se dan entre 2 especies químicas llamadas ácido y base. Ácidos: son sustancias que en disolución acuosa producen iones hidrógeno H + (cationes). Aquí están incluidos: Los ácidos hidrácidos (por ejemplo HCl, H 2 S, etc.) Los oxoácidos (por ejemplo H 2 SO 4, H 2 CO 3, HClO 3, etc.) Los ácidos carboxílicos (ácidos orgánicos como por ejemplo el ácido etanoico o ácido acético COOH-CH 3 ) Ejemplos: H 2 SO 4 (aq) 2H + (aq) + (SO 4 ) 2- (aq) HCl (aq) H + (aq) + Cl - (aq) Bases: son sustancias que en disolución acuosa producen iones hidróxido (OH) - (aniones). Aquí están incluidos: Los hidróxidos (por ejemplo NaOH, Ca(OH) 2, Al(OH) 3, etc.) Algunos compuestos, que sin tener grupo OH se comportan como bases ya que en disolución acuosa producen iones OH - (por ejemplo NH 3 ) Ejemplos: NaOH (aq) Na + (aq) + (OH) - (aq) Ca(OH) 2 (aq) Ca 2+ (aq) + 2(OH) - (aq) NH 3 (aq) NH 4 (aq) + (OH) - (aq) Cuando un ácido reacciona con una base, se obtiene como producto una sal y agua, lo cual se conoce como reacción de neutralización: Ácido + Base Sal + Agua Página 14

15 Ejemplo: HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) Ácido Base Sal Agua En primer lugar ocurre la disociación de los iones: HCl (aq) H + (aq) + Cl - (aq) y NaOH (aq) Na + (aq) + (OH) (aq) La sal se formará por interacción entre el anión procedente del ácido (Cl - ) y el catión procedente del hidróxido (Na + ): Cl - (aq) + Na + (aq) NaCl (aq) El agua será producto de la combinación de los H + procedentes del ácido y los (OH) - procedentes de la base: H + (aq) + (OH) (aq) H 2 O (l) ESCALA DE ph En el agua pura, las moléculas de agua se disocian según la reacción H 2 O H + + OH pero la presencia de éstos iones es tan escasa que apenas conduce la electricidad. En un litro de agua existen 10-7 moles de H + y 10-7 moles de OH. La concentración (medida en Molaridad) de H + en 1 litro de agua [H moles ] = 10-7 M 1litro La concentración (medida en Molaridad) de OH en 1 litro de agua [OH ] = 10 7 moles 10-7 M 1litro [H + ] = [OH ] = 10-7 moles/litro = 10-7 M Como la concentración H + y OH es la misma (o lo que es lo mismo, el número de moles de H + es igual al número de moles de OH ) se dice que el agua es neutra (ph = 7). Si en una disolución aumenta la concentración de H +, el resultado será que la disolución será más ácida. Si en una disolución aumenta la concentración de OH, el resultado será que la disolución será más básica. Esto es lo que mide la escala de ph: la acidez o basicidad de una disolución. El ph se calcula de la siguiente manera: ph = -log [H + ] y puede alcanzar valores desde el 0 (el ph más ácido) hasta 14 (el ph más básico). Página 15

16 Escala de ph: Indicadores de ph: son sustancias generalmente de origen orgánico, que cambian de color dependiendo del ph de la disolución a la que se añaden. Por lo tanto se pueden utilizar para medir el ph. d) Reacciones de combustión: son reacciones entre el oxígeno y otra sustancia llamada combustible en las que se desprende gran cantidad de energía en forma de luz y calor. La reacción de combustión más habitual, se realiza con aire, que es el que aporta el oxígeno. La ecuación de la reacción de combustión es: Por ejemplo, la combustión del carbón Combustible + O 2 CO 2 + H 2 O + Energía C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) + Energía Por ejemplo, la combustión del metano (gas natural) CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Energía Para que la reacción de combustión tenga lugar, debe existir un desencadenante, como una llama o chispa eléctrica que aporte la energía de activación necesaria para que comience la reacción. Después continúa por sí sola Velocidad de una reacción Es la rapidez con la que desaparecen los reactivos o la rapidez con la que se forman los productos en el transcurso de una reacción. Es posible por lo tanto medir la variación en la concentración de reactivos y productos a lo largo del tiempo. Página 16

17 La concentración de productos aumenta a medida que transcurre el tiempo; mientras, la concentración de reactivos disminuye. Para que una reacción tenga lugar, se tienen que romper los enlaces de los reactivos y se tienen que formar los enlaces de los productos: cuanto más fuertes sean los enlaces que se rompen y se forman, más tiempo tardará la reacción en ocurrir. Según esto, tendremos diferentes tipos de reacciones: instantáneas, rápidas, lentas o muy lentas. MECANISMOS DE REACCIÓN La mayor o menor velocidad de una reacción, se explica con los diferentes pasos o etapas elementales por los que tienen que pasar los reactivos para convertirse en productos; al conjunto de estas etapas elementales se le conoce como mecanismos de reacción. Por ejemplo, en la reacción global H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl (g) podemos extraer dos etapas fundamentales: 1ª etapa: las moléculas reaccionantes chocan y si tienen la energía suficiente forman un compuesto intermedio llamado complejo activado: H 2 (g) + Cl 2 (g) H 2 Cl 2 (Complejo activado) Si la reacción no tiene la energía suficiente, o no se forma el complejo activado o, si se forma, se deshace y se retorna a los reactivos iniciales. Si la energía de la reacción es suficiente, se pasa a la formación de los productos finales de la reacción. Esta energía mínima necesaria para que la reacción tenga lugar, se llama energía de activación. 2ª etapa: el complejo activado se deshace para dar lugar al producto final de la reacción. H 2 Cl 2 2HCl Página 17

18 5.3. Energía de una reacción En las reacciones químicas, ocurre siempre un intercambio de energía entre las sustancias reaccionantes y el medio en el que se encuentran. Definimos energía o calor de reacción, como la energía intercambiada en el transcurso de una reacción. Siempre que ocurra una reacción química, se absorberá o desprenderá energía. En general: La ruptura de enlaces de los reactivos, absorbe energía La formación de enlaces de los productos, libera energía. En función de esto, definimos 2 tipos de reacciones: Cuando se libera energía, se dice que la reacción es exotérmica. En ellas la energía absorbida en la ruptura de enlaces es menor que la energía liberada en la formación de nuevos enlaces. A + B C + D + Energía Ejemplo: C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4H 2 O (g) + Energía Esta reacción libera kj por cada mol de propano que se quema. Cuando se absorbe energía se dice que la reacción es endotérmica. En ellas la energía absorbida en la ruptura de enlaces es mayor que la energía liberada en la formación de nuevos enlaces. A + B + Energía C + D Ejemplo: 2KClO 3 (s) + Energía 2KCl (s) + 3O 2 (g) En esta reacción se necesitan 89,7 kj por cada mol de clorato que se descomponen Para medir la cantidad de energía en una reacción tenemos que referirla a una unidad de masa que será el mol. Así la energía de una reacción se medirá en kj/mol. ENTALPÍA La mayoría de las reacciones van a tener lugar a presión constante. En estas condiciones la energía absorbida o liberada en una reacción es una magnitud llamada entalpía que se representa como H. La variación de entalpía de una reacción (H) será la diferencia de entalpía de los productos menos la entalpía de los reactivos: (H) = H productos - H reactivos En una reacción exotérmica: H productos < H reactivos y por lo tanto H < 0, es decir que el incremento de entalpía es negativa. Página 18

19 En una reacción endotérmica: H productos > H reactivos y por lo tanto H > 0, es decir que el incremento de entalpía es positiva. LEY DE HESS En cualquier reacción química, el intercambio de energía sólo depende del estado final e inicial y es independiente de las etapas intermedias. Ejemplo: Formación del dióxido de carbono 1. Reacción global: C + O 2 CO 2 (H = - 94,05 kcal/mol) 2. Reacción global fraccionada en sus etapas intermedias: 1ª etapa: 2C + O 2 2CO (H = - 26,42 kcal/mol) 2ª etapa: 2CO + O 2 CO 2 (H = - 67,63 kcal/mol) Reacción global: (H = - 94,05 kcal/mol) Página 19

20 6. Gases ideales El volumen de cualquier sustancia va a depender del número de moles (n), de la presión (P) y de la temperatura (T). PARA SUSTANCIAS GASEOSAS: V (n, T, P) Función de estado a) Caso 1: se mantiene constante el número de moles (n) y temperatura (T) y se varía la presión (P). Los gases son sustancias compresibles y por lo tanto al aumentar la presión, disminuye el volumen. Experimentalmente se observa: Ley de Boyle-Mariotte: el volumen ocupado por una determinada masa gaseosa es inversamente proporcional a la presión a la que se somete el gas si se mantiene a temperatura constante. V V P V = 2P = 3P = constante 2 3 P 1 V 1 = P 2 V 2 P V = constante b) Caso 2: se mantiene constante el número de moles (n) y la presión (P) y se varía la temperatura (T). En los gases se observa que al aumentar la temperatura de un gas, el volumen del mismo aumenta. Experimentalmente se observa: Página 20

21 Ley de Charles y Gay-Lussac: a presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. V T 2V 2 T constante V1 T 1 V T 2 2 V T constante c) Caso 3: se mantiene constante la presión (P) y la temperatura (T) y variamos la masa del gas (n). En un gas, se observa que a presión y temperatura constantes, si se aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen y si disminuye la cantidad del gas, disminuye el volumen. Experimentalmente se observa: Ley de Avogadro: a presión y temperatura constante el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo. V n 2V 2 n constante V1 n 1 V n 2 2 V n constante ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES Existe una expresión que relaciona estas tres demostraciones experimentales y que se conoce como ecuación de los gases ideales: P V = R T n Página 21

22 donde R es la constante universal de los gases ideales y su valor en condiciones normales es: P V = R T n R = PV nt 0,082 atm litro mol º K Y en unidades del sistema internacional: 1 atm = 1, Pa PV 1 litro = m 3 R = nt 0, , Pa 1 10 mol º K -3 m 3 3 Pa m = 8,31 mol º K Condiciones normales: cuando hablamos de condiciones normales están referidas a unas condiciones de presión y temperatura determinadas: Condiciones normales de Presión = 1 atm = 1, Pa Condiciones normales de Temperatura = 0ºC = 273ºK Si a estas condiciones le aplicamos la ley de los gases ideales, podemos calcular el volumen de cualquier gas en condiciones normales: P V = R T n V nt R P 3 Pa m 1mol 273º K 8,31 mol º K 5 10 Pa 3 0,02242m 22,42 dm 3 22,42 litros Ejemplo: Un gas a 20ºC y 10 5 Pa ocupa 3 litros. Calcula el volumen que ocupará a 273ºK y 1 atm. P = 10 5 Pa = 0,98 atm P V = R T n V = 3 litros T = 20 ºC = 293 ºK atm l 0,98 atm 3 l = 0, º K n mol º K n = 0,98atm 3 l atm l 293º K 0,082 mol º K 0,12moles T = 273 ºK P = 1 atm V=? P V = R T n atm l 1 atm V = 0, º K 0,12 moles mol º K V = 2,76 litros Página 22