Problemas en los que intervienen reacciones químicas

Para resolver estos problemas partimos del dato inicial y vamos dividiendo y multiplicando por una secuencia de cantidades equivalentes expresadas en las unidades convenientes, para que se vayan simplificando y al final nos queden las unidades de la magnitud que queríamos calcular.

En la siguiente presentación se resuelve un problema aplicando este procedimiento.

Reacciones químicas en disolución

La mayoría de las reacciones químicas suelen tienen lugar entre disoluciones de los reactivos, ya que, de esta manera, existe un mayor contacto entre los átomos, moléculas o iones que favorece la reacción química.
Aunque existen distintos tipos de disoluciones, vamos a trabajar con disoluciones formadas por una especie química (soluto) disuelta en agua (disolvente).
Para expresar la concentración de una disolución vamos a utilizar la molaridad, es decir, los moles de soluto disueltos en cada litro de disolución:

Molaridad = moles soluto/volumen (L) disolución

Ecuaciones químicas

Las reacciones químicas se representan simbólicamente mediante las ecuaciones químicas. Escribimos a la izquierda de la flecha las especies químicas que reaccionan (reactivos) y a la derecha las especies químicas que se forman durante la reacción (productos).

Las ecuaciones químicas tienen que estar ajustadas para poder relacionar el número de moles (o el de átomos y moléculas) de los reactivos y de los productos. Para ajustar una ecuación se colocan los números convenientes delante de las especies que reaccionan y se forman, para que se cumpla la ley de conservación de la masa, es decir, para que el número de átomos de cada elemento sea el mismo a la izquierda y a la derecha de la flecha. Veamos un ejemplo.
Podéis prácticar en los siguientes enlaces:
Ajuste de una ecuación química
Ecuaciones químicas para ajustar

Volumen molar

Un mol de cualquier gas a 0ºC y 1 atm ocupa un volumen de 22,4 L

Principio de Avogadro

Para poder explicar los resultados experimentales obtenidos por Gay-Lussac, Avogadro, a principios del siglo XIX, supuso que:

Volumenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

Ley de los volumenes de combinación

A principios del siglo XIX, Gay-Lussac, experimentando en el laboratorio con reacciones químicas en las que intervienen gases se dió cuenta que:

En una reacción química, los volumenes de las sustancias gaseosas que intervienen guardan entre sí una proporción de números enteros y sencillos, si se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Esa proporción coincide con la proporción en el número de moléculas de las sustancias gaseosas que reaccionan y que se forman durante el proceso.

O₂      +        2 H₂      →      2 H₂O

1 moléculas      2 molécula           2 moléculas

1 L                2 L                2 L

Ley de las proporciones definidas

La ley de las proporciones definidas fue enunciada por Proust a finales del siglo XVIII:

Cuando dos o más elementos se combinan para formar el mismo compuesto, lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.

Por ejemplo, siempre que el oxígeno y el hidrógeno se combinen para formar agua la relación entre sus masas es: masa oxígeno/masa hidrógeno=8.

De lo anterior se deduce que la composición de una sustancia pura es siempre la misma, independientemente del modo en que se haya preparado o de su lugar de procedencia.

Esta ley es otro de los argumentos que utilizó Dalton para suponer que la materia está constituida por átomos, y que estos se unen entre sí en una proporción sencilla 1:1,1:2,1:3, etc, para formar compuestos.

Ejercicios para entregar del tema 8 resueltos

Ley de conservación de la masa

Lavoisier es considerado el padre de la Química moderna porque fue el primer científico en utilizar la balanza en un laboratorio. A finales del siglo XVIII, pesando las sustancias que intervenian en las reacciones químicas, se dió cuenta que la masa de los reactivos era igual a la masa de los productos que se obtenían. La Ley de conservación de la masa fue uno de los argumentos que utilizó Dalton para suponer que la materia está constituida por átomos.

Cantidad de sustancia. El mol y la masa molar

En la reacción anterior hemos visto que, a nivel molecular, por cada molécula de O₂ que reacciona lo hacen dos moléculas de H₂ y se forman dos moléculas de H₂O.

2 H₂          +          O₂          →          2 H₂O

2 moléculas          1 molécula          2 moléculas

2 x 2 umas          32 umas          2 x 18 umas

Pero en el laboratorio no se puede trabajar con átomos o moléculas, porque no se pueden observar y, por tanto, no se pueden contar. Necesitamos cantidades de estas sustancias que podamos manipular y en la que los átomos y las moléculas se encuentren en la misma proporción que a nivel molecular.
Como cada molécula de O₂ tiene 16 veces más masa que una molécula de H₂, masas de O₂ y de H₂ que se encuentren en la proporción de 16 a 1, contendrán el mismo número de moléculas.
En 32 g de O₂ y en 2 g de H₂ hay 6,022.10²³ moléculas.

Para poder contar partículas (átomos, moléculas, iones, etc) se define una nueva magnitud física que es diferente de la masa, denominada cantidad de sustancia, cuya unidad es el mol.

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022.10²³ partículas de esa sustancia. A este número se le llama Número de Avogadro (NA).
La masa que se corresponde con esta cantidad de sustancia se llama masa molar y es la masa atómica o molecular de la sustancia expresada en gramos.

1 mol de H₂ es la cantidad de H₂ que contiene 6,022.10²³ moléculas de H₂. Su masa es 2 g.
1 mol de O₂ es la cantidad de O₂ que contiene 6,022.10²³ moléculas de O₂. Su masa es 18 g.

2 H₂          +          O₂          →          2 H₂O
2xNA moléculas          NA molécula          2xNA moléculas
2 mol                  1 mol                   2 mol
4 g                  32 g                   36 g

Podemos asegurar que en 4 g de H₂ y en 36 g de H₂O hay el doble de moléculas que en 32 g de O₂.

La reacción química

Llamamos reacción química al proceso en el que unas especies químicas (reactivos) se transforman en otras (productos). Se produce la ruptura de enlaces entre los átomos de los reactivos que se unen de otra manera para originar los productos.

En esta animación podemos observar como se produce la descomposición del óxido de mercurio a escala atómica.

Ejercicios para entregar del tema 8

Ya podéis empezar a hacer los ejercicios para entregar del tema 8. Hay que entregarlos antes del día 19 de mayo.

Repaso de formulación

La próxima semana vamos a repasar la formulación y nomenclatura de los compuestos inorgánicos. Al final del libro de texto hay un anexo de formulación igual al que traía el libro de 3º de eso. Vamos a utilizar también el tutorial realizado por el Departamento de Química de la Escuela Superior de Ingenieros Industriales de Valladolid.

Los átomos son muy pequeños

Se han imaginado muchos ejemplos para familiarizar al público con la idea de que los átomos son muy pequeños:

• Supongamos que pudiéramos marcar las moléculas de un vaso de agua; vertamos entonces el contenido del vaso en el océano y agitemos de forma que las moléculas marcadas se distribuyan uniformemente por los siete mares; si después llenamos un vaso de agua en cualquier parte del océano, encontraremos en él alrededor de un centenar de moléculas marcadas. Lord Kelvin.

• Cualquier persona que haya vivido del orden de 65 años. Imaginad que todos los átomos que hubiera exhalado esa persona a lo largo de su vida se hubieran distribuido por igual por toda la atmósfera. Pues bien, cada vez que tomamos aire, cada uno de nosotros inhalaría aproximadamente unos 50 millones de moléculas de aire de estas. Así que puedes estar orgulloso, porque entre esos átomos se encuentran los respirados por Leonardo da Vinci o Albert Einstein, por ejemplo.

• Cada uno de los átomos que poseemos casi seguro que ha pasado por varias estrellas (de ahí la frase de Sagan que "somos polvo de estrellas") y ha formado parte de millones de organismos. Los átomos, en principio, viven para siempre (si a eso se le puede llamar vivir). Al morir, nuestros átomos se redistribuyen por todo el mundo así que no debería sorprenderte, después de las curiosidades dichas anteriormente, que más de 1000 millones de átomos que nos componen pertenecieran en otro momento a Arquímedes, Newton, Galileo o cualquier personaje histórico que conozcas.


Fuente: http://historias-de-la-ciencia.bloc.cat/post/1052/85134

Repasando las propiedades de los distintos tipos de sustancias

Enlace metálico

Un metal sólido está formado por una red de iones positivos que está inmersa en una "nube de electrones" constituida por los electrones que han perdido los átomos al transformarse en iones, y que es la responsable de las PROPIEDADES de los metales:

* Son ductiles y maleables. Es decir, se pueden estirar en forma de hilos y extender en forma de láminas.
* Presentan brillo metálico.
* Conducen la corriente eléctrica y el calor.

Propiedades de los compuestos con enlace covalente

Hay dos tipos de susutancias diferentes que presentan enlaces covalentes: las sustancias moleculares y los cristales covalentes.
En los cristales covalentes se forman redes tridimensionales (cristales) en las que los átomos se unen entre sí por enlaces covalentes.
El enlace covalente es muy fuerte y, por tanto, difícil de romper; esto hace que los cristales covalentes presenten las siguientes propiedades:

* Presentan elevados puntos de fusión
* Muy poco solubles en cualquier tipo de disolvente.
* Suelen ser duros.
* Suelen ser malos conductores de la electricidad.

Son sustancias de este tipo el diamante, SiO₂ (cuarzo), carburo de silicio (Si₂C), nitruro de boro (BN), etc.

Las sustancias moleculares se caracterizan porque un número definido de átomos se unen mediante enlaces covalentes formando MOLÉCULAS. Como el enlace covalente es muy fuerte, se necesita una energía muy grande para poder romper las moléculas. En cambio, las moleculas se unen entre sí por fuerzas intermoleculares que son fuerzas débiles. Estas fuerzas intermoleculares son las responsables de la mayoría de las propiedades de estas sustancias:

* Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso a temperatura ambiente.
*En general, sus puntos de fusión y ebullición no son elevados, aunque serán mayores cuando las fuerzas intermoleculares que unen a las moléculas sean más intensas.
* Suelen ser blandas, pues al rayarlas se rompen las fuerzas intermoleculares.
* La solubilidad es variable.
* En general, son malos conductores de la electricidad.

Son muchas las sustancias de este tipo: H₂, Br₂, H₂O, NH₃, compuestos orgánicos, etc.

Enlace covalente

Los átomos de los no metales tienen tendencia a captar electrones para ser estables. Cuando se unen dos átomos de elementos no metálicos comparten pares de electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.

Propiedades de los compuestos iónicos

Los compuestos iónicos presentan las siguientes propiedades:
- Son duros, ya que el enlace iónico es un enlace fuerte.
- Son frágiles, pues si se aplica una fuerza sobre ellos se deslocaliza la estructura cristalina.
- Son solubles en agua.
- Conducen la corriente eléctrica disueltos y fundidos, debido a la movilidad que presentan los iones.

Enlace iónico

En el enlace iónico se produce una transferencia de electrones desde los átomos de un metal (que tienen tendencia a perder electrones) a los átomos de un no metal (que tienen tendencia a ganarlos), formándose iones positivos y negativos. Las interacciones eléctricas entre los iones hacen que se distribuyan de manera ordenada en las tres direcciones del espacio originando un red cristalina (un cristal).

Enlace químico

Los átomos se unen entre sí formando enlaces químicos para tener la misma configuración electrónica que el gas noble más cercano y así ser más estable, o lo que es lo mismo, para que disminuya su energía.
Vamos a estudiar tres tipos de enlaces entre átomos: el enlace iónico, el enlace covalente y el enlace metálico.