Reaaciones Quimicas Organica E Inorganicas

ÍNDICE

1.-Reacciones químicas orgánicas e inorgánicas………………………………………………………………2

2.-concepto de reacciones, soluciones……………………………………………………………………………..3

3.-Estequiometria (concepto)………………………………………………………………………………………..…4

4.- Leyes estequiometrias: cálculos estequiométricos, átomo-gramo, mol-gramo, volumen-gramo, número de Avogadro …………………………………………………………………………..5

5.-Obtencion de compuestos orgánicos: halogenuros, bencenos y sus derivados…………..9

6.-Conceptos generales de gases, termoquímica y electroquímica…………………………………13

6.1Conceptos básicos: gas como estado de agregación , gas ideal, gas real, propiedades criticas…………………………………………………………………………………………………………………………….14

6.2Termoquímica, calor de reacción, calor de formación, calor de solución…………….19

6.3electroquímica, celdas electrolíticas, celdas voltaicas y su uso practico…………………………………………………………………………………………………………………………..22

1.REACCIONES QUIMICAS

Reacciones de la química inorgánica

Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: reacciones ácido-base o de neutralización (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple, de sustitución doble:

Nombre Descripción Representación Ejemplo

Reacción de síntesis

Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.

La siguiente es la forma general que presentan este tipo de reacciones: A+B → AB

Donde A y B representan cualquier sustancia química.

Un ejemplo de este tipo de reacción es la síntesis del cloruro de sodio: 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

Reacción de descomposición

Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos. AB → A+B

Donde A y B representan cualquier sustancia química.

Un ejemplo de este tipo de reacción es la descomposición del agua: 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

Reacción de desplazamiento o simple sustitución Un elemento reemplaza a otro en un compuesto. A + BC → AC + B

Donde A, B y C representan cualquier sustancia química.

Un ejemplo de este tipo de reacción se evidencia cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el sulfato de cobre (CuSO4): Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias AB + CD → AD + BC Donde A, B, C y D representan cualquier sustancia química. NaOH + HCl → NaCl + H2O

Reacciones de la química orgánica

Respecto a las reacciones de la química orgánica, nos referimos a ellas teniendo como base a diferentes tipos de compuestos como alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos, cetonas, etc; que encuentran su clasificación, reactividad y/o propiedades químicas en el grupo funcional que contienen y este último será el responsable de los cambios en la estructura y composición de la materia. Entre los grupos funcionales más importantes tenemos a los dobles y triples enlaces y a los grupos hidroxilo, carbonilo y nitro.

2. REACCIONES Y SOLUCIONES (CONCEPTO)

Reacciones: Consisten en una transformación de las sustancias iniciales (REACTIVOS) para obtener unas determinadas sustancias finales (PRODUCTOS).Desde el punto de vista atómico se pueden interpretar las reacciones químicas como una ruptura en los enlaces entre los átomos, y un reordenamiento de los mismos para formar sustancias nuevas.

Las R.Q. se representan de forma abreviada mediante una ecuación química:

CH4 + O2 CO2 + H2O

En todas las Ecuaciones químicas se debe cumplir la ley de la conservación de la masa. Lo que significa que debe haber el mismo número de átomos en los reactivos como en los productos.

Para esto se utilizan unos números delante de cada sustancia en la ecuación para así ajustarla y que se mantenga la proporción que deben mantener dichas sustancias al reaccionar.

Soluciones: Las soluciones son sistemas homogéneosformados básicamente por dos componentes. Solvente y Soluto. El segundo se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la suma de la masa de soluto mas la masa de solvente.

Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite. Pero este si podrá disolverse en otros solventes como los solventes orgánicos no polar.

3. Estequiometría

En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.1 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:

«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».

También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas.

4. Cálculos estequiometricos

Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-gramo del elemento expresado en gramo.

La masa en gramos de los átomos de los elementos debe encontrarse en la misma relación que sus masas atómicas.

Para todos los elementos, podemos concluir que la masa atómica de “x” elemento expresada en gramos, representa un número similar de átomos de todos los elementos. Se encontró experimentalmente que éste número era de 6.02 x 1023 átomos, el número de Avogadro.

Masa del átomo – gramo (abreviado átomo – gramo) es la masa atómica del elemento expresado en gramos.

Ejemplo: El átomo – gramo del:

Cloro = 35. 453 gr

Carbono = 12.01115 gr

Azufre = 32. 064 gr.

Hidrógeno = 1.00 797 gr

Oxígeno = 15.9994 gr

Mol-gramo

Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de una sustancia expresada en gramos.

MASA FORMULA (Peso formula, peso molecular o masa molecular - para enlaces covalente)

La suma de la masa de los átomos, como se indica en la fórmula representa la masa – fórmula de la sustancia. En el caso de los compuestos covalentes como el agua, la masa formula también se llama masa molecular.

Se determina multiplicando el número de átomos de cada elemento de la fórmula del compuesto por su masa atómica que se consulta en la tabla periódica.

Ejemplo.

Calcular la masa – fórmula para:

H2O = 18 uma

H = 1.00 uma x 2 = 2.00 uma

O = 16.00 uma x 1 = 16.00 uma

18.00 uma

Volumen gramo molecular:

Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.

*Temperatura normal: 0° C o 273° K

Presión Normal: 1atm o 760 mm de Hg.

Número de Avogadro.:

El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina número de Avogadro.

El número o constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro— es una constante utilizada en química y física para establecer una relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad de átomos de carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor recomendado para NA en 2002 por CODATA

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