INTRODUCCIÓN En la naturaleza ocurren a diario numerosos cambios llamados reacciones químicas (transformaciones de la materia en donde las propiedades físicas y químicas de los reaccionantes o reactivos, cambian en relación con los productos), que se representan mediante ecuaciones químicas, estas últimas contienen gran cantidad de información que es fundamental en el avance y estudio de la ciencia; esa información puede ser sobre el carácter físico de los reactivos y de los productos, de cantidades de energía absorbidas o liberadas y de cantidades de materia reaccionando para producir nuevas sustancias.
Podemos encontrar muchos ejemplos de reacciones químicas: los alimentos se convierten en energía en nuestro cuerpo; el nitrógeno y el hidrógeno se combinan para formar amoníaco que se utiliza como fertilizante; una batería adecuada produce la energía necesaria para encender un carro.
Leyes ponderales
Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), fue el primer químico que comprendió la importancia de la medida en el estudio de las transformaciones químicas (figura 40). Realizó cuidadosas mediciones con la balanza y obtuvo la información necesaria para proporcionar una explicación correcta de reacciones en las cuales, metales como el mercurio o el cobre se calentaban en presencia de aire.
Ley de la conservación de la masa
Lavoisier generalizó sus resultados a todas las reacciones químicas, enunciando la llamada ley de la conservación de la masa, que puede formularse de la siguiente manera:
En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos de la reacción.
Ley de las proporciones definidas
Cuando se hacen reaccionar dos elementos químicos para formar un determinado compuesto, dichos elementos siempre reaccionan en la misma proporción (2 g de hidrógeno por cada 16 g de oxígeno forman un mol de agua), de tal manera que si uno de estos elementos se encuentra en exceso con relación al otro, este exceso no tomará parteen la transformación. Esta proporción se mantiene a pesar de que se prepareel compuesto por diferentes procedimientos. Así, podemos preparar agua combinando directamente hidrógeno y oxígeno, o bien podemos obtenerla como uno de los productos de la combustión de la madera.
Tanto en un caso como en el otro, la proporción en la que se combinan el hidrógeno y el oxígeno siempre es la misma.
Los hechos anteriores se resumen en la llamada ley de las proporciones definidas o ley de las proporciones constantes, enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust, en 1799
Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación.
en la transformación. Esta proporción se mantiene a pesar de que se prepare el compuesto por diferentes procedimientos. Así, podemos preparar agua combinando directamente hidrógeno y oxígeno, o bien podemos obtenerla como uno de los productos de la combustión de la madera.
Tanto en un caso como en el otro, la proporción en la que se combinan el hidrógeno y el oxígeno siempre es la misma. Los hechos anteriores se resumen en la llamada ley de las proporciones definidas o ley de las proporciones constantes, enunciada por el químico
francés Joseph Louis Proust, en 1799
Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación.
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Proust y muchos químicos de su época encontraron compuestos formados por los mismos elementos, que tenían distinta composición. Por ejemplo.
Podemos encontrar muchos ejemplos de reacciones químicas: los alimentos se convierten en energía en nuestro cuerpo; el nitrógeno y el hidrógeno se combinan para formar amoníaco que se utiliza como fertilizante; una batería adecuada produce la energía necesaria para encender un carro.
Leyes ponderales
Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), fue el primer químico que comprendió la importancia de la medida en el estudio de las transformaciones químicas (figura 40). Realizó cuidadosas mediciones con la balanza y obtuvo la información necesaria para proporcionar una explicación correcta de reacciones en las cuales, metales como el mercurio o el cobre se calentaban en presencia de aire.
Ley de la conservación de la masa
Lavoisier generalizó sus resultados a todas las reacciones químicas, enunciando la llamada ley de la conservación de la masa, que puede formularse de la siguiente manera:
En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos de la reacción.
Ley de las proporciones definidas
Cuando se hacen reaccionar dos elementos químicos para formar un determinado compuesto, dichos elementos siempre reaccionan en la misma proporción (2 g de hidrógeno por cada 16 g de oxígeno forman un mol de agua), de tal manera que si uno de estos elementos se encuentra en exceso con relación al otro, este exceso no tomará parteen la transformación. Esta proporción se mantiene a pesar de que se prepareel compuesto por diferentes procedimientos. Así, podemos preparar agua combinando directamente hidrógeno y oxígeno, o bien podemos obtenerla como uno de los productos de la combustión de la madera.
Tanto en un caso como en el otro, la proporción en la que se combinan el hidrógeno y el oxígeno siempre es la misma.
Los hechos anteriores se resumen en la llamada ley de las proporciones definidas o ley de las proporciones constantes, enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust, en 1799
Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación.
en la transformación. Esta proporción se mantiene a pesar de que se prepare el compuesto por diferentes procedimientos. Así, podemos preparar agua combinando directamente hidrógeno y oxígeno, o bien podemos obtenerla como uno de los productos de la combustión de la madera.
Tanto en un caso como en el otro, la proporción en la que se combinan el hidrógeno y el oxígeno siempre es la misma. Los hechos anteriores se resumen en la llamada ley de las proporciones definidas o ley de las proporciones constantes, enunciada por el químico
francés Joseph Louis Proust, en 1799
Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación.
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Proust y muchos químicos de su época encontraron compuestos formados por los mismos elementos, que tenían distinta composición. Por ejemplo.
Esto hacía pensar que la ley de Proust había fallado, sin embargo, no era así, pues se trata de dos compuestos diferentes, dos óxidos de cobre de aspecto y propiedades diferentes y hay que recordar que esa ley sí se cumple pero para un mismo compuesto dado.
John Dalton resolvió esta inquietud al demostrar en el laboratorio que, haciendo reaccionar cobre con oxígeno en diferentes condiciones, se obtenían dos óxidos de cobre diferentes y comprobó que, dependiendo de las condiciones, dos o más elementos pueden combinarse de manera distinta. Cuantitativamente verificó que, en unas condiciones dadas, reaccionaba 1 g de oxígeno con 3,98 g de cobre para dar 4,98 g del óxido de cobre II, mientras que en otras condiciones 1 g de oxígeno reaccionaba con 7,96 g de cobre para dar 8,98 g de óxido de cobre I
Dalton se sorprendió al comprobar que la reacción entre las masas de cobre que reaccionaban con 1 g de oxígeno para formar dos compuestos distintos, resultó ser 2:1, una relación entre números enteros. Para evitar que hubiera sido una casualidad demostró en el laboratorio que en otros casos (óxidos y sales) ocurría lo mismo, siempre se obtenían relaciones de números enteros sencillos. Con esta información dedujo la ley de las proporciones múltiples que se enuncia así:
Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.
Ley de Gay-Lussac o ley de los volúmenes de combinación
Muchos de los compuestos y elementos que manejaban los químicos en sus experiencias al final del siglo XVIII y comienzos del XIX eran gases. Debido a que era más fácil medir el volumen de un gas que pesarlo, estudiaban con más frecuencia las relaciones de volumen.
Al hacer reaccionar, por ejemplo, un volumen de oxígeno con dos volúmenes de hidrógeno, se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, siempre y cuando los volúmenes de los gases se midieran a la misma presión y temperatura. Joseph Gay-Lussac, demostró que la observación anterior se cumplía para todas las reacciones en la que intervenían gases. En 1808, enunció así su conocida ley de los volúmenes de combinación:
En las reacciones químicas en las que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de las que se obtienen de la reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando la presión y la temperatura permanezcan constantes.
Por ejemplo, el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos se combinan para formar amoniaco. La relación de los volúmenes de nitrógeno, hidrógeno y amoniaco siempre es de 1:3:2. Esto es, por cada unidad de volumen de nitrógeno se combinarán 3 unidades de volumen de hidrógeno y se formarán 2 unidades de volumen de amoniaco.
John Dalton resolvió esta inquietud al demostrar en el laboratorio que, haciendo reaccionar cobre con oxígeno en diferentes condiciones, se obtenían dos óxidos de cobre diferentes y comprobó que, dependiendo de las condiciones, dos o más elementos pueden combinarse de manera distinta. Cuantitativamente verificó que, en unas condiciones dadas, reaccionaba 1 g de oxígeno con 3,98 g de cobre para dar 4,98 g del óxido de cobre II, mientras que en otras condiciones 1 g de oxígeno reaccionaba con 7,96 g de cobre para dar 8,98 g de óxido de cobre I
Dalton se sorprendió al comprobar que la reacción entre las masas de cobre que reaccionaban con 1 g de oxígeno para formar dos compuestos distintos, resultó ser 2:1, una relación entre números enteros. Para evitar que hubiera sido una casualidad demostró en el laboratorio que en otros casos (óxidos y sales) ocurría lo mismo, siempre se obtenían relaciones de números enteros sencillos. Con esta información dedujo la ley de las proporciones múltiples que se enuncia así:
Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.
Ley de Gay-Lussac o ley de los volúmenes de combinación
Muchos de los compuestos y elementos que manejaban los químicos en sus experiencias al final del siglo XVIII y comienzos del XIX eran gases. Debido a que era más fácil medir el volumen de un gas que pesarlo, estudiaban con más frecuencia las relaciones de volumen.
Al hacer reaccionar, por ejemplo, un volumen de oxígeno con dos volúmenes de hidrógeno, se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, siempre y cuando los volúmenes de los gases se midieran a la misma presión y temperatura. Joseph Gay-Lussac, demostró que la observación anterior se cumplía para todas las reacciones en la que intervenían gases. En 1808, enunció así su conocida ley de los volúmenes de combinación:
En las reacciones químicas en las que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de las que se obtienen de la reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando la presión y la temperatura permanezcan constantes.
Por ejemplo, el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos se combinan para formar amoniaco. La relación de los volúmenes de nitrógeno, hidrógeno y amoniaco siempre es de 1:3:2. Esto es, por cada unidad de volumen de nitrógeno se combinarán 3 unidades de volumen de hidrógeno y se formarán 2 unidades de volumen de amoniaco.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos; se clasifican en:
En el siguiente link encontraras información sobre los cálculos estequiométricos.
cálculos en la reacciones estequiométricas.
cálculos en la reacciones estequiométricas.
VÍDEOS DE QUIMIAYUDAS SOBRE ESTEQUIOMETRIA
reacciones.docx | |
File Size: | 486 kb |
File Type: | docx |
teoria-03-estequiometria-1.pdf | |
File Size: | 925 kb |
File Type: |
i._estequiometra.pdf | |
File Size: | 4211 kb |
File Type: |