Semana #24

clasificacion de las reacciones quimicas

1- Reacciones de Síntesis o Adición

Las reacciones de síntesis o adición son aquellas donde las substancias se juntan formando una única sustancia. Representando genéricamente los reactivos como A y B, una reacción de síntesis puede ser escrita como:

A  + B —– > AB

Veamos algunos ejemplos

Fe + S —– > FeS

2H2 + O2 —– > 2H2O

H2O + CO2—– >  H2CO3

Perciba en los ejemplos que los reactivos no precisan ser necesariamente substancias simples (Fe, S, H2, O2), pudiendo también se substancias compuestas (CO2, H2O) pero en todas el producto es una sustancia “menos simple” que las que originaron.

2- Reacciones de Análisis o Descomposición

Las reacciones de análisis o descomposición son lo opuesto de las reacciones de síntesis, o sea, un reactivo da origen a productos más simples que el. Escribiendo la reacción genérica nos resulta fácil entender lo que sucede:

AB —– > A + B

¿No parece simple? Lo es bastante. Veamos algunos ejemplos:

2H2O  2 H2 + O2

2H2O2  2H2O + O2

Reversibilidad de las reacciones químicas

Los ejemplos pueden sugerir que cualquier reacción de síntesis puede ser invertida a través de una reacción de análisis. Esto no es verdad. Algunas reacciones pueden ser reversibles, como podemos notar en la reacción del agua:

2H2 + O2  2H2O

2H2O  2H2 + O2

Sin embargo esto no es una regla

3- Reacciones de Desplazamiento

Las reacciones de desplazamiento o de sustitución simple merecen un poco más de atención que las anteriores. No que sean complejas, pues no lo son, pero tienen algunos pequeños detalles. En su forma genérica la reacción puede ser escrita como:

AB + C —– > A + CB

Vamos a entender lo que sucede: C cambio de lugar A. Simple asi, pero será que esto ocurre siempre? Intuitivamente la respuesta es que no. Imagina lo siguiente: Entras en un baile y ves a la persona con la que te gustaría bailar bailando con otra persona. Vas a ir hasta ella e intentar hacerla cambiar de pareja, estarás intentando desplazar el acompañante indeseable y asumir su lugar. Si resulta que eres más fuerte que el “indeseable” basta darle un empujón para asumir su lugar, pero si el fuera un bruto troglodita, posiblemente el no sentirá ni el empujón que le des.

En la reacción de desplazamiento el proceso es idéntico: C ve a B ligado a A, se aroxima y siendo más fuerte, desplaza A y asume la ligación con B. En caso que C no sea más fuerte que A, nada sucederá.

Bastará entonces saber quien es más fuerte que quien.

Au<Ag<Cu<H<Pb<Sn<Ni<Fe<Cr<Zn<Al<Mg<Na<Ca<K<Li

Metales nobles < hidrogeno < metales

De esta forma, tenemos:

2Na + 2H2O —– > 2NaOH + H2 (el sodio desplaza al hidrógeno del agua H-OH)

Au + HCl  —– > no reacciona (el oro no consigue desplazar al hidrógeno)

4- Reacciones de Doble Sustitución

Son también muy simples, pero debemos quedar atentos a los detalles. El mecanismo es fácil:

AB + CD —– > AD + CB

Ciertamente ya habrá podido ver lo que sucede. A cambió de lugar con C. La diferencia de este tipo de reacción con el desplazamiento, es que ni A ni C estaban solos y en ambos casos ninguno de ellos quedó solo luego de la sustitución.

Para entender como es cuando una reacción de este tipo ocurre, tendremos que observar lo siguiente:

La substancia AB esta en solución y de esta forma lo que tenemos en verdad son los iones A+ y B- separados unos de los otros. La substancia CD también está en solución, por tanto tenemos también los iones C+ y D- separados.

Cuando juntamos las dos soluciones estamos promoviendo una gran mezcla entre los iones A+, B-, C+ y D-, formando una gran “sopa de iones”.

Semana #23

Que es una reaccion redox
Una reacción redox (o de oxidación-reducción) es un tipo de reacción química en donde se transfieren electrones entre dos especies
El método del cambio de los números de la oxidación es relativamente sencillo, y es un modo fácil de equilibrar las ecuaciones redox. Se basa en el hecho de que el aumento de los números de la oxidación de los reactantes que han sido oxidados tiene que ser idéntico a la disminución de los números de oxidación de los reactantes que han sido reducidos.

Semana # 22

Las leyes ponderales:

 Es la química.Considerando que “La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable. 

Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las combinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.

Ley de la conservación de la masa:

La Ley de Conservación de la Materia o Ley de Conservación de la Masa es una ley fundamental de la química enunciada por Lavoisier en 1785. Esta ley afirma que:

• En una reacción química la masa permanece constante

Esto implica que la masa que se consume de los reactivos es la misma que se obtiene de los productos de la reacción.

Otra manera de enunciar esta ley sería:

• en una reacción química, la materia no se crea ni se destruye sino que se transforma permaneciendo constante.

La única excepción a esta ley se produce en las reacciones nucleares ya que parte de la materia se transforma en energía.

De esta ley se deduce que el número de átomos permanece constante una reacción.

Esta ley afirma que en una reacción química la masa permanece constante. Esto implica que la masa que se consume de los reactivos es la misma que se obtiene de los productos de la reacción.

Otra manera de enunciarla sería: en una reacción química, la materia no se crea ni se destruye sino que se transforma permaneciendo constante.

Solo existe una única excepción a esta ley: las reacciones nucleares en las que parte de la materia se transforma en energía.

De esta ley se deduce que el número de átomos permanece constante una reacción.

Ejemplo: sea una reacción en la que reaccionan A y B para dar C. Reaccionan completamente 50 gramos de A y 70 gramos de B para dar C. Calcular la cantidad de C.

Solución: como la materia no se crea ni se destruye sino que se transforma, en este caso se ha transformado toda en C. Por lo tanto la cantidad de C es igual a A + B = 50 + 70 = 120 gramos.

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 por LANDOLT 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.

La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. La teoría de la relatividad debida a EINSTEIN ha eliminando él dualismo existente en la física clásica entre la materia ponderable y la energía imponderable. En la física actual, la materia y la energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc² en donde E es la energía, m la masa y c la velocidad de la luz

En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre ambas variaciones es, análogamente,

DE = Dm.c²

La letra griega D (delta) indica variación o incremento (positivo o negativo) de la magnitud a que antecede.

La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía.  No obstante, las dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares. Si en una reacción química se desprenden 100000 calorías la masa de los cuerpos reaccionantes disminuye en 4,65 10^-9 g, cantidad totalmente inobservable.

Ley de las Proporciones Definidas:

La Ley de Proporciones Definidas o Ley de Proporciones Constantes es una ley enunciada por Louis Proust en 1799 y que afirma:

Esta ley afirma que cuando viarias sustancias se unen para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación constante de masa.

Esta ley tiene implicaciones importantes. Por ejemplo, a la hora de determinar la fórmula molecular de un compuesto, podemos asegurarnos que los subíncides de cada elemento son fijos.

Cuando viarias sustancias se unen para formar un compuesto,  lo hacen siempre en una relación constante de masa.

Esto significa que en una determinada reacción, los reactivos se van a combinar siempre en el mismo porcentaje de peso independientemente de si la cantidad es grande o pequeña.

Esta ley tiene implicaciones importantes ya que por ejemplo, a la hora de determinar la fórmula molecular de un compuesto, podemos asegurarnos que los subíncides de cada elemento son fijos.

Ejemplos Aplicados de la Ley de Proporciones Definidas:

Ejemplo 1: calcular la proporción de masas en la reacción 2 H₂ + O₂ → H₂O.

• Supongamos que reaccionan 1 mol de cada sustancia:
• 1 mol H₂ = 2 gramos → 2 H₂ = 4 gramos
• 1 mol O₂ = 32 gramos
• Simplificando obtenemos que reacciona 1 unidad de masa de H₂ por cada 8 unidades de masa de O₂
• _{Por lo tanto los reactantes H2 y O2 reaccionan siempre en proporción 1 a 8}

Ejemplo 2: Para la reacción anterior (2 H₂ + O₂ → H₂O) disponemos de 25 gramos de H₂ y 300 gramos de O₂. Calcular el elemento que está en exceso y la cantidad sobrante.

• En el ejemplo anterior se determinó que el H₂ y el O₂ reaccionan en proporción 1 a 8, por lo tanto:

300 g O₂ / 25 g H₂ = 12 → como esta proporción es superior a 8 entonces el O₂ está en exceso

• Calculamos ahora la cantidad en exceso:

Para 25 g de H₂ deberían reaccionar 8 · 25 = 200 g de O₂. Por lo tanto tenemos un exceso de 100g de O₂.

Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista

Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.

Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre.

La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después, de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una ligera variación en su composición, por lo que reciben el nombre de «berthóllidos». Los compuestos de composición fija y definida reciben el nombre de «daltónidos» en honor de DALTON.

Ley de Dalton:

La Ley de Dalton (o Ley de Proporciones Múltiples) es una ley de los gases que relaciona las presiones parciales de los gases de una mezcla. 

Esta ley afirma que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales que ejercen cada uno de los gases que la componen.

Por lo tanto esta ley se puede expresar como:

 

P_Total = p₁ + p₂ +...+ p_n

En 1801 Dalton descubrió que: 

• La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que ejercen cada uno de los gases que la componen.

A la presión que ejerce cada gas de la mezcla se denomina Presión Parcial. Por lo tanto esta ley se puede expresar como:

P_Total = p₁+p₂+...+p_n

Donde p₁, p₂, ..., p_n son las presiones parciales de cada uno de los gases de la mezcla. 

Ejercicios Resuelto de la Ley de Dalton:

Ejercicio: calcular la presión de una mezcla de los siguientes gases contenidos en un recipiente de 2 litros a 100ºC:

• 20 gramos de O₂
• 20 gramos de H₂
• 20 gramos de CO₂

Solución: para resolver este ejercicio vamos a combinar la Ley de Dalton y la Ley de los gases ideales (P·V=n·R·T):

• P_Total = p₁+p₂+...+p_n = n₁·R·T/V + n₂·R·T/V + ... + n₃·R·T/V = (R·T/V) · (n₁+n₂+...+n_n)
• Entonces calculamos los moles de cada uno de los gases:
• 20 gramos de O₂ = 20 / 32 = 0,625 moles
• 20 gramos de H₂ = 20 / 2 = 10 moles
• 20 gramos de CO₂ = 20 / 44 = 0,454 moles
• La suma de los moles de gases es: 
• n= 0,625 +10 + 0,454 = 11,08 moles
• P_Total = (R·T/V) · (n₁+n₂+n₃) = (0,0821 · 373 / 2) · 11,08 = 169 atmósferas
• La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:
•                 
  Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.
  El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803 como resultado de su teoría atómica y  es establecida y comprobada definitivamente para un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de los mismos. 

Ley de los volúmenes de combinación (0 de Gay- lussac).

Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen en que los gases se combinan.

En cualquier reacción química los volúmenes de todas las substancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos.

GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:

GAY-LUSSAC observó que el volumen de la combinación gaseosa resultante era inferior o a lo más igual a la suma de los volúmenes de las substancias gaseosas que se combinan.

La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y líquidos reaccionantes tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para formar anhídrido sulfuroso.

Semana # 21

Semana # 20

En esta semana se realizo  la evalucion  de periodo que se trato sobre los temas visto en el periodo

Semana # 19

Se trabajo en proyecto que se realizo  en todos los grupos de trabajo que consistía en hacer un bolso solar , ya cada equipo con sus material de trabajo comenzó a hacer el bolso solar durante esta semana en cada clase se trabajo el bolso solar

Semana # 18

En esta semana se terminaron de hacer las exposiciones de los grupos que faltaban por presentar sus exposiciones , en cada grupo se realizo por cada exposición   un experimento refente de cada tema explicado

Semana # 17

Semana # 16