Reacciones Químicas
Una reacción
química consiste en el cambio de una o más sustancias en otra(s). Los reactantes
son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los productos son
las sustancias que resultan de la transformación. En una ecuación
química que describe una reacción, los reactantes, representados por sus
fórmulas o símbolos, se ubican a la izquierda de una flecha; y posterior a la
flecha, se escriben los productos, igualmente simbolizados.
En una ecuación se puede indicar los estados físicos de las sustancias
involucradas de la manera siguiente: (s) para sólido, (l) para líquido, (g)
para gaseoso y (ac) para soluciones acuosas. Los
catalizadores, temperaturas o condiciones especiales deben especificarse encima
de la flecha. El símbolo de calor (
) debajo de la flecha.
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Ecuación Química: representa la transformación de
sustancias.
Reactante(s) à Producto(s)
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Tipos de Reacciones Químicas
Las reacciones químicas pueden clasificarse de
manera sencilla en cuatro tipos. Existen otras clasificaciones, pero para
predicción de los productos de una reacción, esta clasificación es la más
útil.
Reacciones de Síntesis o
Composición
En estas reacciones, dos o más elementos o
compuestos se combinan, resultando en un solo producto.
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Síntesis Química: la
combinación de dos o más sustancias para formar un solo compuesto.
A + B à C
(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)
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Ejemplo:
Escriba la reacción de síntesis entre el aluminio y
el oxígeno.
Solución:
Dos elementos se combinarán para formar el
compuesto binario correspondiente. En este caso,
el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio. La ecuación que
representa la reacción es la siguiente:
4 Al (s)
+ 3 O2 (g) à 2 Al2O3 (s)
Nota: Es importante recordar los elementos que son diatómicos, los cuales se
escriben con un subíndice de 2 cuando no se encuentran combinados y participan
en una reacción. Estos son el hidrógeno,
nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, bromo y el yodo.
Reacciones de Descomposición o Análisis
Estas reacciones son inversas a la síntesis y son
aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir de un solo
reactante, usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.
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Descomposición Química: la
formación de dos o más sustancias a partir de un solo compuesto.
A à B + C
(donde B y C pueden ser elementos o compuestos)
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Ejemplo:
Escriba la ecuación que representa la
descomposición del óxido de mercurio (II).
Solución:
Un compuesto binario se descompone en los elementos
que lo conforman. En este caso, el óxido de mercurio (II) se
descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La ecuación que
representa la reacción es la siguiente:
2 HgO (s) à 2 Hg (l) + O2 (g)
Reacciones de
Desplazamiento o Sustitución Sencilla
Estas reacciones son aquellas en las cuales un
átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los
metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales
reemplazan no metales. La actividad de los metales es la siguiente, en
orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe,
Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au. El orden de
actividad de los no metales más comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br,
I, siendo el flúor el más activo.
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Desplazamiento Químico: un
elemento reemplaza a otro similar y menos activo en un compuesto.
AB + C à CB + A ó AB + C à AC + B
(dónde C es un elemento más activo que un metal A
o un no metal B)
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Ejemplo 1:
Escriba la reacción entre el magnesio y una
solución de sulfato de cobre (II).
Solución:
El magnesio es un metal más activo que el cobre y
por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio. A la vez, el
cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción. La ecuación que
representa la reacción es la siguiente:
Mg (s) + CuSO4 (ac) à MgSO4 (ac) + Cu (s)
Ejemplo 2:
Escriba la reacción entre el óxido de sodio y el
flúor.
Solución:
El flúor es un no metal más activo que el oxígeno y
por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando fluoruro de sodio. A la vez, el
oxígeno queda en su estado libre como otro producto de la reacción. La ecuación que
representa la reacción es la siguiente:
2 F2 (g) + 2 Na2O (ac) à 4 NaF (ac) + O2 (g)
Ejemplo 3:
Escriba la reacción entre la plata y una solución
de nitrato de bario.
Solución:
La reacción no se da, puesto que la plata es un
metal menos activo que el bario y por ende, no lo reemplaza.
Reacciones de Doble Desplazamiento o
Intercambio
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión
positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del
otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los
reactantes. En general, estas reacciones ocurren en solución,
es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.
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Doble Desplazamiento Químico: los reactantes
intercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y
viceversa.
AB + CD à AD + CB
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Solución:
En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno
del ácido, formando cloruro de plata. Al mismo
tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el
nitrato. La ecuación que representa la reacción es la
siguiente:
AgNO3 (ac) + HCl (ac) à HNO3 (ac) + AgCl (s)
OTRO TIPO DE REACCIONES:
Reacciones de Neutralización
Estas reacciones son de doble desplazamiento o
intercambio. Su particularidad es que ocurren
entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal
formada por el catión de la base y el anión del ácido.
Por ejemplo, la reacción entre el ácido sulfúrico y
el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio. La ecuación que
representa esta reacción es la siguiente:
H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) à 2 H2O
(l) + Na2SO4 (ac)
Reacciones de Combustión
Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo
orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el
oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando
grandes cantidades de energía. Las reacciones
de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular es una
de ellas.
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Combustión: un hidrocarburo orgánico reacciona
con el oxígeno para producir agua y dióxido de carbono.
hidrocarburo + O2 à H2O + CO2
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Ejemplo 1:
Escriba la ecuación que representa la reacción de
combustión de la glucosa, el azúcar sanguíneo (C6H12O6).
Solución:
En esta reacción, la glucosa es un hidrocarburo que
reacciona con el oxígeno, resultando en los productos de la combustión – el
agua y el dióxido de carbono. La ecuación que representa la reacción es la
siguiente:
C6H12O6 + O2 à H2O + CO2
Preguntas:
- Clasifique las siguientes reacciones como
uno de los tipos de reacciones descritos.
- 2 H2 + O2 à 2 H2O
- H2CO3 + 2 Na à Na2CO3 + H2
- Ba(OH)2 à H2O + BaO
- Ca(OH)2 + 2 HCl à 2 H2O + CaCl2
- CH4 + 2 O2 à CO2 + 2 H2O
- 2 Na + Cl2 à 2 NaCl
- Cl2 + 2 LiBr à 2 LiCl + Br2
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ESTEQUIOMETRÍA
Definición:
— La
estequiometría es la parte de la química que se encarga de estudiar las
relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de
moléculas de los reactivos que intervienen en una reacción química y los
productos obtenidos. Jeremías
Benjamín Richter (1762-1807).
Aplicaciones de la
estequiometria:
— Con la estequiometría podremos saber
cuántos reactivos se necesitan para una determinada cantidad de producto.
— La aplicación de la estequiometría es
básica en toda la industria química para la fabricación de miles de productos,
como alcohol, ácidos, medicamentos, pinturas, asfalto, barniz, plástico, goma,
gasolina y muchos más.
— Cuantificar el producto exacto de una
reacción química
LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS (PONDERABLES)
• Ley
de la conservación de la masa (Antoine de Lavoisier, 1787)
• ley
de las proporciones definidas o
composición constante (Joseph Proust,1799)
• Ley
de las proporciones múltiples (John Dalton,1803)
CONCEPTOS BÁSICOS:
MOL: Dada
cualquier sustancia(elemento o compuesto químico) y
considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen,
se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas
entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en
12 gramos de carbono-12 Cantidad:6,022 141 29
(30) × 1023 unidades elementales.
MASA ATÓMICA:
Medida promedio de la masa del átomo de un
elemento. La masa atómica ofrecida en las Tablas periódicas es una medida
ponderada de las masas de los isótopos a partir de su abundancia relativa. uma
(u) como unidad de medida.
MASA MOLAR: es la masa de un mol
de sustancia, equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya
considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos.
Un mol de gas
ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y
1 atm de presión.
INFORMACIÓN QUE SE
OBTIENE A PARTIR DE UNA ECUACIÓN BALANCEADA
2C2H6 (g) + 7 O2 4CO2(g) + 6 H2O
(g)
Etano
1. Reactivos y productos
2. Moléculas de los reactivos y de los
productos
3. Moles de los reactivos y de los
productos
4. Volumen de los gases (a misma
Temperatura y Presión)
5. Masas relativas de los reactivos y de
los productos.
CÁLCULO DE LAS MASAS RELATIVAS DE REACTIVOS Y PRODUCTOS:
— Considerar: C2H6
= 30.0 uma ; O2 = 32.0 uma ;
CO2 =
44.0 uma ; H2O = 18.0 uma
Ejemplo para
reactivo:
2 moles de C2H6 x 30.0 g C2H6 = 60.0 g C2H6
1 mol C2H6
Ejemplo para
producto:
4 moles CO2 x 44.o g CO2 = 176 g CO2
1 mol CO2
TIPOS DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS:
- Masa –masa (“peso-peso”)
- Masa – Volumen o
volumen - masa.
- Volumen – Volumen
MÉTODO MOLAR PARA RESOLVER PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS:
I II III
Gramos o litros conocidos ---moles conocidos----moles desconocidos----GRAMOS O LITROS DESCONOCIDOS.
1. Calcular moles de unidades elementales (átomos, moléculas).
2.Calcular moles de cantidades desconocidas utilizando los coeficientes de las sustancias en la ecuación balanceada,
3. Determinar masa o volumen de esas sustancias desconocidas en unidades indicadas en el problema.
Información
cuantitativa de las ecuaciones ajustadas
Los
coeficientes de una ecuación ajustada representan:
·
el número relativo de moléculas que participan en una reacción
·
el número relativo de moles participantes en dicha reacción.
Por
ejemplo en la ecuación ajustada siguiente:
la producción
de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 un
mol de O2.
Por lo
tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y
2 moles de H2O" son cantidades estequiométricamente
equivalentes.
Estas
relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden
usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad
dada de reactivos.
Ejemplo:
¿Cuántas
moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles
de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?
El
cociente:
es la
relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la
ecuación ajustada de esta reacción.
Ejemplo:
Calcula
la masa de CO2 producida al quemar 1,00 gramo de C4H10.
Para la
reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación
ajustada es:
Para ello
antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 1.00gramos
de la muestra:
de manera
que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y
el CO2 es:
por lo
tanto:
Pero la
pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida,
por ello debemos convertir los moles de CO2 en gramos (usando
el peso molecular del CO2):
De manera
similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno
consumida, etc.
Las
etapas esenciales
·
Ajustar la ecuación química
·
Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto
·
Convertir las masas a moles
·
Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios
·
Reconvertir las moles a masas si se requiere
Cálculos
de moles
La
ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la
reacción
de manera
que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas
o producidas debido a la reacción.
Si
conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos.
Conversión
de moles a gramos:
Ejemplo:
N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g?
PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol
Cálculos
de masa
Normalmente
no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el
laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando trabajamos en una
planta química
En
general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y
toneladas en el caso de plantas químicas
Los pesos
moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades
molares
Los pasos
son:
·
Ajustar la ecuación química
·
Convertir los valores de masa a valores molares
·
Usar los coeficientes de la ecuación ajustada para determinar las
proporciones de reactivos y productos
·
Reconvertir los valores de moles a masa.
EJERCICIOS:
1.Calcular la cantidad de gr de calcio que se requieren para reaccionar con 35 g de HCl y producir CaCl2 y H2. 2HCl (ac) + Ca (s) ______CaCl2 (ac) + H2 (g)
2. Calcular la cantidad de gramos de oxígeno que se necesitan para quemar 72 gr de C2H6 hasta CO2 y H2O. 2C2H6 + 7O2 _____4CO2 + 6 H2O
Algunos ejercicios prácticos
Cuando se
ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada
elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de
moléculas y de moles de reactivos y productos.
Factores
para calcular Moles-Moles
Cuando
una ecuación está ajustada, basta un cálculo simple para saber las moles de un
reactivo necesarias para obtener el número deseado de moles de un producto. Se
encuentran multiplicando las moles deseada del producto por la relación entre
las moles de reactivo y las moles de producto en la ecuación ajustada. La
ecuación es la siguiente:
moles necesarios de reactivo = moles deseados de producto x (moles de reactivo/ moles de producto)
Ejemplo:
Cual de
las siguientes operaciones es correcta para calcular el número de moles de
hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH3 según la
siguiente ecuación?
3H2 + N2 __________2NH3
a) 6 moles NH3 x
2 moles NH3 / 3 moles H2
b) 6 moles NH3 x 3 moles NH3 / 2
moles H2
c) 6 moles NH3 x 3 moles H2 / 2
moles NH3
d) 6 moles NH3 x 2 moles H2 / 3
moles NH3
En este
caso, el reactivo es H2, y el producto es NH3.
La respuesta correcta es c
Ejemplo de problema masa - masa
¿Que masa
de H2, que reacciona con exceso de O2, produce 11.91 g de
H2O?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).
2H2 + O2 _____2H2O
en esta
reacción, 2 moles de H2 reaccionan para dar 2 moles de H2O.
De acuerdo con la estequiometría de la reacción:
