Reacciones quimicas

8. Reactivo Productos de la reacción
PtO2 Pt O2
Masa (g) 10 8.59 m (O2)

19. LEY DE AVOGADRO
En el siglo XIX, el químico italiano Amedeo Avogadro propuso
una teoría revolucionaria que cambiaría la forma en que se
entendía la química. Avogadro postuló que los gases a igual
volumen, presión y temperatura contienen el mismo número de
moléculas, independientemente de su peso o composición
química. Esta teoría, conocida como la Ley de Avogadro, fue un
avance crucial en la comprensión de la naturaleza de los gases
y sentó las bases para la química moderna.
Así por ejemplo, si en tres recipientes de 1 litro, en condiciones
ambientales de 18 °C y 732 mm de Hg, tenemos encerrados
dióxido de carbono, neón y cloro, podemos afirmar que el
número de partículas que hay de cada uno es el mismo.

20. La Ley de Avogadro puede enunciarse de la siguiente forma:
•A igualdad de condiciones de presión y temperatura, en volúmenes iguales de cualquier gas hay
el mismo número de partículas.
•EI volumen de un gas confinado en un recipiente, a temperatura y presión constante, es
directamente proporcional al número de moles del gas.
EJERCICIO: Si 10 moles de un gas ideal ocupa un volumen de 50 litros ¿cuántos moles de gas
encontramos si su nuevo volumen es de 10 litros?. Si la presión y temperatura son constantes.
SOLUCIÓN:
Datos: V1 = 50 L; V2= 10 L; n1= 10 moles; n2= ?

21. El Número de Avogadro, simbolizado por L o NA, hoy conocido como la constante de
Avogadro -una constante física fundamental, no lo determinó realmente Avogadro,
aunque lleva su nombre, por su relación con la hipótesis que sostuvo, a la que hoy en
día se le puede considerar Ley, por estar comprobada experimentalmente.
NA= 6.0221367x10^23 mol^-1
El mol es la unidad de cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas
fundamentales del S.I. de unidades.
La constante de Avogadro y el concepto de mol

30. TIPOS DE
REACCIONES
QUÍMICAS

31. La clasificación de las reacciones químicas en diferentes tipos, vendrá dada por
los criterios que se utilicen para clasificarlas. Así, una misma reacción química
puede ser clasificada de diferentes formas, atendiendo a diferentes criterios.
REACCIONES DE SÍNTESIS O
COMBINACIÓN
• En los casos más simples, la reacción de síntesis tiene
lugar cuando dos átomos o moléculas diferentes
interactúan para formar una molécula o compuesto
distinto. La mayoría de las veces, cuando se produce
una reacción de síntesis, se libera energía y la reacción
es exotérmica.
• En estas reacciones químicas dos o más sustancias
(reactivos) se combinan para formar otra sustancia
(producto) más compleja.

32. EJEMPLOS

33. EJEMPLOS

34. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN
• La descomposición química es un proceso que experimentan algunos
compuestos químicos en el que, de modo espontáneo o provocado
por algún agente externo, a partir de una sustancia compuesta se
originan dos o más sustancias de estructura química más simple. Es el
proceso opuesto a la síntesis química.

35. EJEMPLOS

36. EJEMPLOS

37. REACCIÓN DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN
Este tipo de reacciones ocurre entre un elemento y un compuesto.
Cuando ocurre una reacción de sustitución, se generan como productos un nuevo
compuesto acuoso puro y un elemento puro diferente.
La forma general es:

38. .Generalmente halógenos del grupo 17, reemplazarán a los aniones en el
compuesto.
CASOS A CONSIDERAR :
•Los metales por lo general, forman cationes.
Esto incluye los grupos 1 y 2, algunos elementos
de los grupos 13 y 14, y los metales de
transición.
•Los no metales comunes que participan en
reacciones de sustitución simple son los que
pertenecen al grupo 17, los cuales generalmente
forman aniones con carga 1-.
•El hidrógeno normalmente forma el catión H+,
en una reacción de sustitución simple.

39. REACCIÓN DE DOBLE DESCOMPOSICIÓN O INTERCAMBIO
También llamadas de sustitución doble, de intercambio o reacciones de metátesis,
suceden cuando las partes de dos compuestos iónicos se intercambian, produciendo dos
compuestos nuevos. El patrón general de las reacciones de desplazamiento doble se ve así:
Ejemplo: H2​SO4​(ac) + Ba(OH)2​(ac) → ?
H2​SO4​(ac) + Ba(OH)2​(ac) → H2​O + BaSO4
H2​SO4​(ac) + Ba(OH)2​(ac) → 2H2​O + BaSO4​(s)

40. . Reacción de Precipitación
Sucede cuando dos compuestos iónicos acuosos forman un nuevo compuesto
iónico que no es soluble en agua.
Pb(NO3​)2​(ac) + 2KI(ac) → 2KNO3​(ac) + PbI2​(s)
El compuesto insoluble que resulta se llama precipitado. El solvente y los compuestos
solubles de la reacción se llaman el sobrenadante.
Reacción de Neutralización: Son un tipo de reacciones de desplazamiento doble que
ocurre entre un ácido y una base. La siguiente reacción es
un ejemplo:
HF(ac) + NaOH(ac) → H2​O + NaF(ac)
Acido + base → H2​O+sal

41. REACCIONES ÁCIDO-BASE
“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases”.
Ácidos y álcalis, o bases, son dos tipos de sustancias conocidas y utilizadas desde la
antigüedad. De propiedades contrapuestas, los ácidos y las bases se han considerado
sustancias opuestas, ya que los efectos de unos eran neutralizados por los otros
En la actualidad, la fabricación de ácido sulfúrico e hidróxido sódico son la base toda
industria moderna

42. Teoria de Arrhenius (1884)
Se postula en 1884, en si nos viene a definir, lo que es un
acido y una base.
Ácido: Según Arrhenius un acido va ser, una sustancia
eléctricamente neutra que en disolución acuosa(aq), se disocia con la
formación de protones H+ .
HCl (aq)  H+ (aq) + Cl- (aq)

43. Base: Sustancia eléctricamente neutra que, en disolución acuosa, da
OH-.
NaOH(aq) Na+ (aq) + OH- (aq)
NEUTRALIZACION
Es una disolución de un acido y una base.
Na+ H+
Cl- OH-
NaOH(aq) Na+ (aq) + OH- (aq)
1903 Tercer
premio Nobel
de Química
“En reconocimiento a los extraodinarios
servicios que ha prestado al avance de la
química mediante su teoría electrolítica de la
disociación”.

44. Rendimiento de la reacción
Los cálculos teóricos que realizamos nos sirven para tener una idea aproximada de la cantidad de producto que vamos a
obtener o de la necesidad de cierta cantidad aproximada de materia prima que deberíamos adquirir para realizar cierto
proceso.
¿Y por qué digo “aproximada”? Pues porque cuando realizamos estos cálculos no podemos tener en cuenta ciertos
errores que se dan experimentalmente y que pueden ser debidos a diferentes causas: reacciones secundarias que
compitan con la principal dando lugar a otros productos no deseados, que los reactivos se hayan contaminado
parcialmente, de manera que su pureza quede comprometida (ya no será la que figuraba en su envase o contenedor), que
la reacción no sea total o que, aunque lo sea, sea difícil poder separar el producto que nos interesa de la mezcla de
reactivos y productos de la reacción, etc.
Así que, en general, siempre obtenemos menos producto del deseado, es decir, del calculado teóricamente. Y esto no
sólo ocurre con la masa, sino también con el calor asociado a la reacción. Si, por ejemplo, esperábamos obtener cierta
energía de la combustión de un gasóleo, veremos que obtenemos menos de la esperada, por el mismo motivo

47. Resolución:
Datos extraídos del enunciado:
·Masa de pirita, mineral de FeS2: 500 kg (FeS2 impuro)
·Riqueza del mineral: 80 % → Hay 80 kg de FeS2 puro por cada 100 kg de pirita (FeS2 impuro).
·Rendimiento de la reacción: 95 %
·Las masas molares de reactivos y productos: M(FeS2) = 119.85 g/mol; M(O2) = 32 g/mol; M(Fe2O3) = 159.7
g/mol; M(SO2) = 64 g/mol, obtenidas a partir de las masas atómicas relativas de los elementos que los forman.
·La pirita y el oxígeno (del aire) son los reactivos y el óxido de hierro (III) y el dióxido de azufre son los productos
de la reacción.
Necesitamos saber: el volumen de SO2 obtenido, medido a p = 1 atm y a T = 298 K.
Los pasos serían exactamente los mismos, pero cuando obtenemos los moles de SO2 producidos, debemos
tener en cuenta que estos son los moles “teóricos”, pero no los reales, pues el enunciado nos dice que el
rendimiento de la reacción es del 95 %. Por tanto, debemos calcular los moles “reales” obtenidos en la reacción: