Química 3º Medio

Guía de apoyo: Termoquímica

2005-07-21T17:15:00.000-07:00

Introducción

Todas las reacciones químicas obedecen a dos leyes fundamentales: La ley de conservación de la masa y la ley de conservación de la energía. Todas las reacciones químicas están acompañadas por cambios energéticos, que corresponde a la materia que estudiaremos a continuación.
Energía es un término muy utilizado aun cuando representa un concepto muy abstracto. A diferencia de la materia, la energía se reconoce por sus efectos. No puede verse, tocarse, olerse o pesarse. En general, la energía se define como la capacidad para efectuar un trabajo, donde el trabajo es se puede definir fuerza por distancia.

Los químicos definen trabajo como el cambio de energía producida por un proceso. La energía cinética, la que es producida por un objeto en movimiento es una de las formas de energía que interesa mucho a los químicos. Otros tipos de energía son, energía radiante, energía térmica, energía química y energía potencial.
Todas las formas de energía se pueden convertir (por lo menos, en principio) unas en otras. Por lo tanto, cuando desaparece una forma de energía debe desaparecer otra (de la misma magnitud), y viceversa. Este principio se resume en la ley de conservación de la energía.
Casi todas las reacciones químicas absorben o producen (liberan) energía, generalmente en forma de calor. Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Con frecuencia se habla de flujo de calor desde un objeto caliente hacia uno frío. A pesar de que el término calor por si mismo implica transferencia de energía, generalmente se habla de “calor absorbido” o “calor liberado” para describir los cambios de energéticos que ocurren durante un proceso. La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas.

Parámetros energéticos de las reacciones químicas

Los científicos, cualquiera sea la disciplina en que trabajen, intentan predecir el comportamiento de los fenómenos y adelantarse así a los acontecimientos.
Las reacciones químicas pueden ser medidas y, en mayor o menor grado, ser controladas. Variando las cantidades de reactivos, la temperatura o la presión, es posible modificar también las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos.
El conocimiento de los enlaces entre los átomos y la energía involucrada en ellos, ha sido un aspecto clave para que los químicos descifren el enigma de las transformaciones químicas.
El estudio de una reacción química debe considerar, al menos, los siguientes parámetros energéticos: energía libre, entalpía y entropía.

Energía libre: Cada uno de los reactantes y productos dispone de una determinada cantidad de energía y se expresa mediante la siguiente ecuación:

∆H=∆G +T∆S

Donde ∆H corresponde a la energía total o entalpía, ∆G, a la energía libre, ∆S a la energía organizativa o entropía y T a la temperatura. Por su parte, el símbolo ∆ nos indica que se está midiendo una diferencia de energía entre una situación final (productos) y otra inicial (reactantes).

La energía libre es el componente de la energía total que nos indica la capacidad de un compuesto químico para reaccionar.

Así, para que una reacción sea factible, la energía libre de los productos debe ser menor que la energía libre de los reactantes (∆G <> 0), la reacción no se lleva a cabo espontáneamente.

Como vemos, es posible saber de antemano si determinados reactantes van a formar o no un producto. No es necesario “ir probando” distintas mezclas de reactantes para ver “que sucede”.
Entalpía: relación energética con el entorno. La energía libre nos indica si una reacción es o no factible, pero no nos informa si en esta transformación se va a liberar energía o vamos a tener que proporcionársela para que ocurra.

Siempre que se produce una reacción química, hay un intercambio de energía con el medio ambiente. Este intercambio depende del contenido energético de los productos con relación al de los reactantes, el que medimos a través de la entalpía (H).
La entalpía o la energía total es la medida del contenido calórico de una reacción.

Cuando se produce una reacción química, ocurre también una variación de entalpía que representaremos como ∆H. Esta variación será igual a la diferencia entre la entalpía o contenido calórico de los productos y la entalpía o contenido calórico de los reactantes, según:

∆H = H productos – H reactantes

Según la ecuación anterior, cuando la entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactantes, ∆H será mayor que cero (∆H > 0); esto es, será necesario proporcionar calor para que la reacción pueda llevarse a cabo; este tipo de cambios se llama reacciones endotérmicas. Por el contrario, cuando la entalpía de los productos es menor que la entalpía de los reactantes, ∆H será menor que cero (∆H <>
Entropía: la organización del sistema. El concepto de entropía se asocia por lo general, con el grado de orden o desorden de la materia.

Se dice que los procesos de la naturaleza tienden al máximo de desorden, con un aumento de entropía.

Para aclarar el concepto de entropía analicemos un caso cotidiano: durante el otoño las hojas que caen de los árboles cubren en forma desordenada la superficie del jardín. Es poco probable que las hojas caigan ordenadamente en un rincón y que queden dispuestas para tirarlas a la basura. En la realidad debemos juntar las hojas con una escoba, tarea que exige un gasto de energía para introducir orden en este sistema.
Cuando una reacción tiende al orden, el cambio de entropía (∆S) es negativo (∆S <> 0). Es posible determinar la energía asociada al orden o desorden en una reacción química determinada.

Guía de apoyo: Estequiometría

2005-06-10T19:27:00.000-07:00

estequiometria

Introducción

La estequiometría deriva de la palabra griega “stoicheion” que significa “elemento”. Literalmente, estequiometría significa “medición de elementos”. En el sentido moderno, el término se utiliza para dar a conocer relaciones cuantitativas entre compuestos y sus reacciones, es decir, si una reacción determinada se representa a través de una ecuación química correspondiente, podemos establecer relaciones cuantitativas entre los reactantes y los productos. Por ejemplo, podemos calcular la cantidad de los productos formados si conocemos la cantidad de los reactantes.Esta información es útil no solo para el químico que trabaja en un laboratorio con pequeñas cantidades de reactivos, sino también para el administrador industrial, quien está a cargo de la producción a gran escala de algún producto.

Los químicos llaman a estas operaciones cálculos estequiométricos, y establecen por medio de ellos las masas o moles reactivos de las sustancias que reaccionan y de las que se producen.Cuantificando la materiaAunque nos pase desapercibido, todo lo que se encuentra a nuestro alrededor cambia y se transforma. En ocasiones, los cambios son muy rápidos y notorios, pero a veces son casi imperceptibles.Todas las transformaciones que ocurren en nuestro diario vivir, se rigen por los mismos principios básicos: En toda reacción química la masa de las sustancias iniciales y de las que se forman se mantienen constates, según la Ley de Conservación de la Materia (Lavoisier). Además, en todo proceso químico se puede absorber o liberar alguna forma de energía, pero la cantidad total de energía se mantiene constante.

Concepto de reacción química: Entendemos por reacción química al proceso por el cual las sustancias se transforman en otras diferentes.Ejemplo:

H2 + O2 → H2O

Concepto de ecuación química: Para poder expresar por escrito lo que ocurre en una reacción, utilizamos las ecuaciones químicas. Usando símbolos y fórmulas representamos secuencialmente lo que ocurre antes y después de una reacción química.Ejemplo:

C + O2 → CO2

Balance de ecuaciones químicas:

Una vez que has escrito una ecuación química tienes que comprobar si cumple o no la Ley de Conservación de la Materia, es decir, que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Este proceso se denomina ajuste o balance de la ecuación y se consigue anteponiendo a los símbolos y fórmulas unos número llamados coeficientes (cuando los coeficientes equivalen a 1 no se colocan en la ecuación química).Ejemplo

:H2 + O2 → H2O

Hidrógeno 2 2Oxígeno 2 1

Por lo tanto, 2 H2 + O2 → 2 H2O

Hidrógeno 4 4

Oxígeno 2 2

Para balancear las ecuaciones químicas podemos usar 2 métodos: el método algebraico y el método por tanteo.

Método algebraico:

· Primero, tenemos que tomar en cuenta que la ecuación química es equivalente a una ecuación matemática donde el número de átomos de los reactantes es igual al número de átomos de los productos, según la Ley de Lavoisier.

· Segundo, anteponemos a las fórmulas y símbolos químicos letras que representan a los coeficientes. Es decir las letras son las incógnitas de la ecuación.

a C8H18 + b O2 → c CO2 + d H2O

carbono 8a = 1chidrógeno 18a = 2doxígeno 2b = 2c + 1d

· Tercero, para resolver las ecuaciones:Asignamos arbitrariamente para a el valor 1: a = 1De la primera ecuación obtenemos el coeficiente c: 8a = 1c, luego c = 8

De la segunda ecuación resolvemos el coeficiente d: 18 a = 2d, luego d = 9

De la tercera ecuación nos resulta el coeficiente b: 2 b = 2 c, luego b = 12,5

· Cuarto, puesto que los átomos son entidades que reaccionan como un todo, la ecuación no puede tener coeficientes decimales; por lo tanto, convertimos los coeficientes decimales a números enteros multiplicando todos los coeficientes por un cierto múltiplo. En este caso multiplicamos por 2: a = 2, b = 25, c = 16 y d = 18.

- Quinto, remplazamos estos valores en la ecuación, según:

2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

· Sexto, contamos el número de átomos a cada lado de la ecuación para comprobar que esta balanceada.

Estequiometría y reacciones químicas:

Has aprendido que la ecuación química es una descripción mateática de lo que sucede en una reacción química. Si deseas establecer qué cantidad de productos se puede obtener a partir de los reaccionantes, es fundamental que la ecuación esté balanceada. Esto significa que la cantidad de átomos de diferentes elementos contenida en los reaccionantes, debe ser igual a la cantidad de átomos en los productos. Este criterio se origina en la Ley de Conservación de la Masa de Lavoisier.

La combustión del acetileno (C2H2), es utilizada como gas de alumbrado en algunos lugares rurales. En el cuadro siguiente se ilustran las diversas formas de interpretar la ecuación química, de dicha combustión, en el sentido de la ley de Lavoisier.

2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(g)

Relación
Molecular 2 moléculas 5 moléculas 4 moléculas 2 moléculas
2N moléculas 5N moléculas 4N moléculas 2N moléculas
Molar 2 moL 5 moL 4 moL 2 moL
2n moL 5n moL 4n moL 2n moL
Ponderal 2 x 26,0g 5 x 32g 4 x 44,Og 2 x 18,0g
Volumen 2 volúmenes 5 volúmenes 4 volúmenes 2 volúmenes

El cuadro describe varios tipos de relaciones y en todas ellas se mantiene la proporcionalidad de los coeficientes estquiométricos.

- Molecular: Puede ser válido para relacionar proporcinalmente cualquier cantidad de moléculas. Por ejemplo, 5 moléculas de C2H2 dan lugar a la formación de 10 moléculas de CO2.

- Molar: Por ejemplo, si se ha obtenido 0,40 moL de CO2 significa que reaccionaron 0,20 moL de C2H2 con 0,50 molL de O2.

- Ponderal: Puedes verificar que la suma de las masas de los reaccionantes (212g) es igual a la suma de los productos. Si han reaccionado 12,0g de C2H2, proporcionalmente debe obtenerse 40,6g de CO2 (verifica los resultados).

- Volumen: la relación de volúmenes es válida sólo para suatncias gaseosas que se comportan idealmente, con la condición que las mediciones sean realizadas a la misma presión y temperatura. por ejemplo, si se obtienen 2 litros de H2O gaseosa, significa que reaccionaron 5 litros de O2.

Además, el cuadro permite establecer relaciones más complejas, entre diferentes líneas.

a) Relaciones de masa entre reactantes y productos: Establecemos las relaciones de masa entre reactantes y productos teniendo en cuenta los siguientes pasos:· Formular y balancear la ecuación química correcta.· Calcular las masas moleculares de los reactantes y productos.Ejemplo:

C + O2 → CO2

La ecuación muestra que 1 átomo de C reacciona con 1 molécula de O2 para producir una molécula de CO2. Como la masa atómica del carbono es 12 u (unidad de masa atómica) y la del oxígeno es 16 u, la ecuación, en concordancia con la Ley de conservación de la materia, quedaría:

C + O2 → CO2

12u (16*2) (12 + 16*2)

Nota: Recordemos que la masa de una molécula corresponde a la suma de las masas atómicas de los átomos descritos en la fórmula química. La masa de una molécula se llama masa molecular.

b) Relaciones de moles entre reactantes y productos: Los cálculos estequiométricos nos permiten establecer las relaciones molares entre los reactantes y productos. Recuerda que un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6.02*1023 átomos o moléculas.

1 mol = 6.02*1023 átomos o moléculas Ejemplo:

C + O2 → CO2

1 átomo C 1 molécula O2 1 molécula CO2

1 mol de átomos de C = 6.02*1023 átomos de C

1 mol de moléculas de O2 = 6.02*1023 moléculas de O2

1 mol de molécula de CO2 = 6.02*1023 moléculas de CO2

Debemos recordar que la masa molar (masa de un mol) de una sustancia es la masa atómica o la masa molecular expresada en gramos.Ejemplo:

C + O2 → CO2

12 (16*2) (12 + 16*2)

CANTIDADES QUÍMICAS. EL MOL

El químico necesita cuantificar la materia, es decir, masar sustancias, saber que cantidad de materia hay. También es clave conocer cuántas partículas (átomos, iones o moléculas) tiene una determinada cantidad de materia. Para esto se precisa una unidad de conteo suficientemente grande, de modo que las partículas que conforman la unidad, sean de una magnitud como para ser manipuladas en forma conveniente. La unidad de conteo que los químicos utilizan se llama mol, del latín que significa montón.Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,02 * 1023 entidades elementales, que pueden ser átomos, moléculas u otras partículas. Este inmenso número se llama número de Avogadro.1 mol de átomos de H contiene 6,02 * 1023 átomos de hidrógeno.1 mol de átomos de O hay 6,02 * 1023 átomos de oxígeno.1 mol de moléculas de H2O tiene 6,02 * 1023 moléculas de agua.

Resumen de Relaciones entre átomos, moléculas, masas molares, etc. Para realizar cálculos estequiométricos

Elemento

1 mol de átomos → 1 átomo-gramo → 6,02 * 1023 átomos → Masa atómica (gramos)

Compuesto

1 mol de moléculas → 1 molécula-gramo → 6,02 * 1023 moléculas → Masa molecular (gramos)
↓

22,4 L (volumen en gases)

Actividad Nº 1: Ingresar al tutorial de estequimetría
Actividad Nº 2: Resolver los ejercicios de estequimetría

Lectura complementaria: Biocombustibles (etanol, biodiesel y biogas)

2005-05-29T18:47:00.000-07:00

Los biocombustibles:

Este tipo de combustibles provienen de la biomasa (materia orgánica de origen animal o vegetal) como el alcohol etílico o etanol, metanol, biodiésel, diesel fabricado mediante el proceso químico de Fischer-Tropsch y combustibles gaseosos tales como hidrógeno y metano. Los biocombustibles se utilizan principalmente como fuente de energía de vehículos a motor y para producir energía eléctrica.
El etanol se produce a partir de los carbohidratos contenidos en vegetales, tales como el maíz o la patata, mediante un proceso de fermentación similar a la elaboración de la cerveza. El biodiésel se produce a partir de la reacción química de los triglicéridos contenidos en aceites de origen vegetal o animal y el alcohol (etanol o metanol) en presencia de catalizadores, originando ésteres metílicos y etílicos. Estos ésteres metílicos o etílicos (biodiésel) se mezclan con el combustible diesel convencional o se utilizan como combustible puro (biodiesel 100%). El biodiésel se puede producir a partir de aceites de semilla como la soja, de grasas de animales, de aceites usados residuales de frituras y de aceites de microalgas. El biogas de síntesis está formado principalmente por hidrógeno y monóxido de carbono.

¿Qué emociones, intereses o sentimientos me provocó la lectura?

La lectura anterior ¿qué relación tiene con la unidad de química orgánica analizada en la asignatura?

¿Qué cegueras descubro que tenía y que acción soy capaz de tomar ahora?

¿Qué preocupaciones o tensiones se me produjeron con el texto?

¿Cómo se me proyecta el futuro ahora?

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Contenidos Programáticos

2005-05-22T23:25:00.000-07:00

I Unidad: Química Orgánica

Compuestos orgánicos: Grupos funcionales y nomenclatura
Isomería estructural e estereoisomería
Compuestos aromátcos

II Unidad: Estequiometría

Elemento: moL, átomos, átmomo gramo, masa atómica
Compuesto: moléculas, masa molar, volumen molar
Reacciones químicas

III Unidad: Termoquímica

Nociones básicas
Reacciones endotérmicas y exotérmicas
Ley de Hess. Balance energético de las reacciones químicas
Entalpía, entropía, energía libre, calor

IV Unidad: Cinética y Equilibrio Químico

Velocidad de reacción
Energía de activación
Teoría de las colisiones
Factores que afectan la velocidad de una reacción
Reacciones químicas reversibles e irreversibles
Equilibrio químico
Factores que afectan el equilibrio. Principio de Lechetelier

V Unidad: Reacciones Ácido - Base

Concepto de de ácido - base
Teorías ácido - base
pH, escala y clasificación

VI Unidad: Reacciones de Oxidación y Reducción

Concepto de oxidación y reducción
Estado o número de oxidación
Balance energético de ecuaciones redox
Celdas galvánicas o pilas