UNIDAD # 4

LEY DE GASES

• Ley de Boyle – Mariotte                                  (resolucion de ejercicio aqui)
• Ley de Jacques Charles I y II                           (resolucion de ejercicio aqui)
• Ley de Gay Lussac                                           (resolucion de ejercicio aqui)
• Ley Combinada                                                (resolucion de ejercicio aqui)
• Ecuación general
• Ley de Dalton 

Presion - (atm)

•1 atm = 760 torr o 760 mm Hg

•1 atm = 14,7 libras/pulgada2 o 14,7 psi

•1 atm = 1,033 gr/cm2

•1 atm = 1,013 x 106 dinas/cm2

Temperatura - (K)

•°C grados centígrados

•K  grados Kelvin (temperatura absoluta)

•°F grados Fahrenheit 

Volumen (L)

•Litro = 1000 ml o 1000 cc (cm3)

•1 m3  = 1.000 litros

•1 galón = 3,78 litros

•1 pie3 = 28,32 litros    

Ley de Boyle – Mariotte

P1 . V1  =  P2 . V2

     “Cuando la temperatura permanece constante los volúmenes de los gases son inversamente proporcionales a las presiones”, es decir si la presión aumenta, el volumen disminuye.

P1 = 1atm  20mm Hg  = 780mm Hg

P2 = 2 atm    8mm Hg = 1528mm Hg

V1 = 758 L 

V2 = ?                                                              V2 = P1 . V1

                                                                                      P2

V2= 780 . 758  = 387 L

1528   

Ley de Jacques Charles I

V1  =  V2

T1      T2

    “Cuando la presión se mantiene constante, los volúmenes de los gases son directamente proporcionales a las temperaturas ABSOLUTAS”, es decir, que si la temperatura aumenta, el volumen también aumenta.  Esta ley se fundamenta en que todo cuerpo por acción del calor se dilata
Ejercicio
Un volumen de Ne corresponde a 1850 L se encuentra a una temperatura de 27°C ¿ cual sera el volumen si la temperatura varia a -10°C

   V1 = 1850 L      V2 =?            

T1 = 27°C           T2 = -10°C

               

      V2 = 263 . 1850  =  1,621.83 L

300

Ley de Jacques Charles II

PV  =  nRT

Como principio fundamental se tiene que una molécula de cualquier gas que se encuentre a cero grados centígrados y una atmósfera de presión ocupa el volumen de 22,4 litros al cual se lo llama “volumen molar”.  Es necesario recordar que las masas moleculares de las moles de los diferentes gases son diferentes pero el volumen es igual para todos ellos 

Ley de Gay Lussac

P1   =  P2
T1       T2

“Cuando el volumen se mantiene constante, las presiones que ejercen los gases son directamente proporcionales a sus temperaturas ABSOLUTAS”, de manera que si la temperatura aumenta, la presión también aumenta.
Ejercicio
Una masa gaseosa se encuentra a 18°C y ejerce a una presion de 45 atm cual sera la presion si la temperatura disminulle -5°C 

T1 = 18°C        T2 = -5°C

P1 = 45 atm      P2 = ?     

P2 = 45atn . 268 k  = 41.44atm

291 k      

Ley Combinada

P1.V1 = P2.V2

T1(K)     T2(K)

Tomando en cuenta la intervención simultánea de los tres factores físicos: presión, volumen y temperatura, es decir, combinando las tres leyes estudiadas Boyle, Charles y Gay Lussac, se tiene la ley combinada.

Ejercicio

cual es el volumen que ocupa un gas a 27°C y 24atm si inicial mente se encuentra en condiciones normales

  V2 = ?         V1 = 22.4L

 P2 = 2atm    P1 = 1atm

  T2 = 27°C    T1 = 273K

V2 = P1. T2 . V1

          P2 . T1

V2 = 1atm . 300k . 224L  = 1,02 L

24atm . 273k     

Ecuacion General

P . V  =  N . R . T

P = presión

V = volumen

N = número de moles = Pa = (Peso en gramos del gas)

            Ma   (Peso molecular del gas)

T = Temperatura en grados Kelvin

R = Constante universal de los gases = 0.082 atn – li

                                                                     mol . K

La constante universal de los gases se calcula tomando en cuenta las condiciones normales de un gas, esto es: una mol, 1 atm, 22,4 litros y 273 K.  Por lo tanto si en la fórmula general despejamos R, tendremos:

R = P x V  = 1 atm x 22,4 litros  = 0.082 at – li

    N x T          1 mol x 273 K            mol - K

Ejercicio

cual es el volumen que ocupa 4 mol de hidrogeno a 12°c y 3 atm de presion

V = ?

N = 40 mol H2                 V = N . R . T    V= 4mol x 284 x 0,082   =  31.16

T = 12°C                                       P                         3

P = 3atm                         

Ley de Dalton

Ptotal= P1+P2+P3+......+Pn

“La presión total de una mezcla de dos o más gases que no reaccionan entre sí es igual a la suma de las presiones de los componentes”

Ejercicio

Si un litro de nitrógeno encerrado en un recipiente ejerce una presión de 80 torr y un litro de oxígeno ejerce a una presion de 780 mm de Hg, otro recipiente de neon que tiene 56 torr ¿cual es la presion total?.

Ptotal = P1+P2+P3

Ptotal = 80torr + 780torr + 56torr = 916atm

SOLUCION

Se denomina así a la mezcla de dos o más componentes en cantidades fijas o no, que forman un todo homogéneo, esto es, que no existan zonas de separación o fases

SOLUCION = SOLUTO + SOLVENTE

Las Disoluciones se Clasifican en Diluidas y Consentradas

Diluidas

Son aquellas en las que hay muy poca cantidad de soluto disuelto, el solvente puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo es la cantidad de minerales en el agua de mesa: tiene una cantidad muy baja que nos permite asimilarlos correctamente. 

Consentradas

Son aquellas en las que hay bastante cantidad de soluto disuelto, pero el solvente todavía puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo podría ser el agua de mar: contiene una gran cantidad de sal disuelta, pero todavía sería posible disolver más cantidad de sal.

Saturadas 

Son aquellas en las que no se puede seguir admitiendo más soluto, pues el solvente ya no lo puede disolver. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta.

Lo podemos asociar con el aforo de un cine: si una sala tiene capacidad para 100 personas, éste es el máximo número de personas que podrán entrar. De igual forma, una solución saturada es aquella en la que se ha disuelto la máxima cantidad de gramos de soluto que el solvente puede acoger.

Sobresaturadas

Son aquellas en las que se ha añadido más soluto del que puede ser disuelto en el solvente, por tal motivo, se observa que una parte del soluto va al fondo del recipiente. La solución que observamos está saturada (contiene la máxima cantidad de soluto disuelto), y el exceso se va al fondo del recipiente. 

La capacidad de disolver el soluto en exceso aumenta con la temperatura: si calentamos la solución, es posible disolver todo el soluto

CONCENTRACIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes

Porcentaje peso a peso (% M/M): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

    %   P  =  P  Soluto    x 100

P      P Solucion

 

Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

%  V = V Soluto      x 100

V    V  Solucion     

Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

%  P = masa de Soluto         x  100

V    volumen de Solucion     

NORMALIDAD

Son soluciones que contienen un equivalente químico del soluto en un volumen de 1000ml (1L)

El equivalente químico (Eq) se calcula dividiendo el peso molecular (Ma) del soluto expresado en gramos para la valencia.

Sol. N = Eq en 1000 ml

Eq de H2SO4 = peso molecular        98 gramos

Eq = 98 gr = 49 gr

          2

(explicacion de ejercicios de normalidad)

MOLARIDAD

Solución molar (Sol. M) es aquella que tiene disuelto una mol del soluto (peso molecular del solvente en gramos) disuelto en un volumen total de 1000 ml

Sol. M = Ma en 1000 ml

A diferencia de la normalidad, en la molaridad no se divide para la valencia.

Se derivan las siguientes fórmulas para este tipo de soluciones:

Pa= M x V x Ma       M = Pa x 1000 ml

          1000 ml                         V x Ma

V= Pa x 1000 ml       Ma = Pa x 1000 ml

            M x Ma                          M x V

(explicacion de ejercicios de molaridad)

MOLALIDAD

Una solución molal (Sol. m) es aquella que contiene una mol de soluto «más» 1000 gramos de solvente.

        Pa

m=  Ma                                    Pa= m x Pb x Ma

     Pb (Kg)

 Pb= peso del solvente en Kg

(explicacion de ejercicio de molalidad)

FRACCION MOLAR

Es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en solvente. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución.

Se representa con la letra X

Fracción molar (x): Se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea soluto o solvente) de la solución y los moles totales presentes en la solución.

Formulas

(explicacion de ejercicios de fraccion molar)

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UNIDAD 3 ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA

La estequiometria es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción química.

Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separación, combinación o reordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reacción, la cual representa el proceso que ocurrió para que un determinado reactante llegara a ser un producto.

Ley de Lavoisier

Esta ley se considera enunciada por LAVOISIER, pues si bien era utilizada como hipótesis de trabajo por los químicos anteriores a él se debe a LAVOISIER su confirmación y generalización. Un ensayo riguroso de esta ley fue realizado porLANDOLT en 1893-1908, no encontrándose diferencia alguna en el peso del sistema antes y después de verificarse la reacción, siempre que se controlen todos los reactivos y productos.

4Al + 3O₂   →   2Al₂O₃

(107,92) + (96)   →  203,92         

    203,92   →  203,92

Ley de Proust

(Louis Joseph Proust 1754-1826). En la formación de un compuesto, la proporción de elemento que se combina con una masa definida de otro elemento, será siempre la misma, es decir, cada compuesto químico, contiene siempre los mismos elementos unidos en idénticas proporciones.

Por cada 8 g de Ca reaccionan 3 g de O para formar CaO, es decir, en 11 g de CaO hay 8 g de Ca y 3 g O. Aplicamos esta proporción para el oxígeno en los 200 g de CaO: 

Ley de Dalton

(Jonh Dalton). "Las cantidades variables de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar dos o más compuestos distintos, se encuentran en una relación numérica sencilla". 

Un ejemplo de aplicación de la ley de Dalton es el siguiente: 16 g de oxígeno pueden combinarse con 14 g de nitrógeno para producir monóxido de nitrógeno, o con 7 g de nitrógeno para formar dióxido de nitrógeno. Se obtiene una relación de números enteros sencilla entre las cantidades variables de nitrógeno que se combinan con una misma cantidad de oxígeno. 7:14 = 1:2

REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXESO

El reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir: una vez que este reactivo se acaba, termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo excedente. Por lo tanto, la cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante. Este depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas.

Reactivo limitante (R.L.)

Aquel reactivo que se consume en su totalidad durante la reacción y que limita la cantidad de producto a obtener, siendo que existe otro que no se consume en su totalidad y del cual sobra un resto sin reaccionar.

Reactivo en exeso (R.E.)

Aquel reactivo que NO se consume en su totalidad durante la reacción y del cual sobra un resto sin reaccionar, siendo que existe otro que limita la cantidad de producto a obtener y que no se consume en su totalidad.

REACTIVO LIMITANTE EXESO

Pasos:

1.Igualar la ecuación

2.Calcular UMA

3.Calcular moles

4.Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar

El compuesto con menor número de moles será el reactivo limitante y el mayor será el reactivo en exceso.

A partir de los moles obtenidos del reactivo limitante, se busca mediante regla de tres el valor de moles del otro reactivo.

Para calcular el exceso se trabaja con los moles del compuesto en exceso menos el valor obtenido de la regla de tres

   Para  calcular la masa del exceso se multiplica los moles por  la UMA

(ejercicios resueltos aqui)g

(ejercicios resueltos aqui)mol

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

*Sirve para determinar la eficiencia de una reacción específica.  Se obtiene del:

           Rendimiento experimental (real)    x 100

Rendimiento teórico

Rendimiento experimental es el que se obtiene después de un proceso de reacción, que se puede ver afectado por factores como la presión, temperatura, cantidades de reactivos, la pureza, etc.

Rendimiento teórico: se calcula a partir del reactivo limitante

Pasos Para Calcular Porcentaje de Rendimiento

1. Balancear la reacción

2. Convertir a moles todas las cantidades

3. Determinar el reactivo limitante

4. Calcular el rendimiento teórico

5. Identificar el rendimiento experimental

6. Calcular el porcentaje de rendimiento 

(ejercicios resueltos aqui sobre este tema dale clic)

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UNIDAD 3 Balanceo

BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS

Balancear una ecuación significa que debe de existir una equivalencia entre el número de los reactivos y el número de los productos en una ecuación. Lo cual, existen distintos métodos, como los que veremos a continuación

Para que un balanceo sea correcto: "La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las

Masas de los productos"

Veremos 3 tipos metodos de balanceo de ecuaciones químicas: 

1. Balanceo por metodo de Tanteo.
2. Balanceo por metodo Matematico.
3. Balanceo por metodo Redox.

BALANCEO POR TANTEO

El método de tanteo, se utiliza principalmente para buscar el equilibrio de una reacción química de una manera rápida, en ecuaciones sencillas y completas, de tal forma que dicho procedimiento no retrase el proceso principal por el cual se requiera dicho balanceo

Pasos:

 - Tomemos en cuenta que una reacción química al estar en equilibrio, debe mantener la misma cantidad de moléculas o átomos, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos.

 - Si existe mayor cantidad de átomos de x  elemento de un lado, se equilibra completando el número de átomos que tenga en el otro lado de la reacción.

- Es recomendable comenzar en el siguiente orden: metales, no metales, hidrógeno y por último oxígeno.

Metales 

No Metales

Hidrógenos

Oxígenos

ejemlo 1

 2Fe + 6H Br → 2Fe Br3 + 3H2

2Fe  =  2Fe

6Br  =  6Br

6H  =  6H 

ejemplo 2

3Cu(OH)₂ + 2H₃PO₄ → Cu₃(PO)₂ + 6H₂O

3Cu  =  3Cu

2P  =  2P

12H  =  12H

14O  = 14O

BALANCEO POR EL MÉTODO MATEMATICO

Se siguen los siguientes pasos:

• Escribir sobre cada molécula una literal, siguiendo el orden alfabético.
• Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción
• A la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el número de veces que el elemento se encentra en cada molécula identificada por letra.
• Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en mas de una molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una molécula
• Se cambia la flecha por un signo igual =
• Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de uno
• Los valores de las letras se obtienen por operaciones algebraicas

Ejemplo: 

a              b             c                  d   

FeS + O₂ → Fe₂O 3 + SO₂

_{Fe:1a = 2c}

S:  1a =1d

O: 2b = 3c+2d         

a=2      1(2)=1d      1(2)=2c         2b=3(1)+2(2)

              2/1=d         2/2=c           2b=7

                 d=2            c=1             b=7/2

a=2/1        b=7/2          c=1/1          d=2/1

 4FeS + 7O₂ → 2Fe₂O 3 + 4SO₂

4Fe = 4Fe

4S = 4S

14O = 14O

BALANCEO POR EL MÉTODO REDOX

Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemento se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.

OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que aumente su estado de oxidación.

REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que disminuya su número de oxidación.

Por ejemplo: Un cambio de numero de oxidación de +1 a +4 o de -2 a 0 es oxidación. Una cambio de +4 a +1 o de -1 a -3 es reducción.

En una reacción de redox el agente oxidante acepta electrones ( es el que se reduce) y el agente reductorsuministra electrones (es el que se oxida).

Para poder balancear por método de redox es importante recordar como determinar la cantidad de átomos de un elemento en un compuesto, así como determinar la cantidad de número de oxidación de cada elemento y conocer los pasos del método de redox.

PROCEDIMIENTO PARA EL MÉTODO DE REDOX

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7..- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.
10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión.

 _{0               +4 -2 +1=0            +1-1=0        +1+5-2=0          +1  -2=0}

Cl₂    +   KOH     →    KCl    +     HClO₃    +    H₂O   

(Cl₂⁰       -2e     2Cl^-1) 10      =   10 Cl₂⁰   -  20e   →     20Cl^-1

(Cl₂⁰     +10e    2Cl⁺⁵) 2       =     2Cl₂⁰    +20e  →       4Cl⁺⁵

                                                             12Cl₂⁰       //     → 20Cl^-1      4Cl⁺⁵

12Cl₂ + KOH     →       20KCl + 4HClO₃ + H₂O

24K = 24K

24Cl =24Cl

24H = 24H

24O = 24O

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