REACCIONES QUÍMICAS:
TRANSFORMACIÓN DE LA MATERIA Y ENERGÍA
ECUACIONES
QUIMICAS
Una ecuación química es
una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que
reaccionan (llamadas reactivos o reactantes) y las sustancias que se obtienen
(llamadas productos). También indican las cantidades relativas de las
sustancias que intervienen en la reacción.
Se utilizan para
describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final.
En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los
reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para
separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia
la derecha, indicando el sentido de la reacción.
Por ejemplo el hidrógeno
(H2) puede reaccionar con oxígeno (O2) para dar agua (H2O). La ecuación química
para esta reacción se escribe:
El símbolo "+"
se lee como "reacciona con", mientras que el símbolo "→" se
lee como "produce". Para ajustar la ecuación, ponemos los
coeficientes:
La ecuación está ajustada
y puede ser interpretada como 2 mol de moléculas de hidrógeno reaccionan con 1
mol de moléculas de oxígeno, produciendo 2 mol de moléculas de agua.
ESTRUCTURA Y BALANCEO DE ECUACIONES
Cada sustancia se
representa por su fórmula química, y posteriormente debemos ajustar (equilibrar o balancear) toda la ecuación.
Para equilibrar o
balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo
que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación
de la materia.
El
método de tanteo consiste en que los atomos de las dos ecuaciones tenga átomos
de cada elemento químico en igual cantidad, aunque estén en moléculas distintas
(en diferentes sustancias).
Para
ello, recordaremos que:
En una molécula H2SO4 hay 2 Hidrógenos, 1 Azufre y 4
Oxígenos.
En 5 moléculas de H2SO4 habrá 10 Hidrógenos, 5 azufres y 20
Oxígenos.
Para
equilibrar ecuaciones, solo se puede agregar coeficientes a las fórmulas que lo
necesiten, pero no se puede cambiar los subíndices.
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación:
Agua + óxido de nitrógeno (V) = ácido nítrico
H2O + N2O5 → HNO3
Tal como se ha escrito, vemos que en el 1er.
miembro hay 2 hidrógenos, mientras que en el 2º hay solo uno; a la izquierda
hay 2 nitrógenos y a la derecha hay uno; en el sistema inicial hay 6 oxígenos y
al final solamente hay tres.
Normalmente, el ajuste se inicia con el elemento
menos "frecuente", en nuestro caso el nitrógeno.
Para
ajustar el nitrógeno, podemos añadir otra molécula de HNO3 en el 2º miembro:
H2O
+ N2O5 →
HNO3 + HNO3
Al contar el número de átomos de cada tipo, veremos
que es igual al principio y al final. Para evitar tener que "dibujar"
las moléculas, se pone su número delante de su fórmula; aquí, se inserta un
"2" delante de HNO3, y la ecuación queda equilibrada.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Una Reacción química es
un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o
más sustancias nuevas.
CaO + O CaO2
Reacciones
de Síntesis o Composición
En estas reacciones, dos
o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto.
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.
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.
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.
EL CALOR EN LAS REACCIONES QUÍMICAS
Toda reacción química lleva asociada una variación observable de energía
que puede manifestarse en forma luminosa, eléctrica, mecánica o calorífica,
siendo esta última, con mucho, la más frecuente. Para estudiar un proceso
químico desde un punto de vista energético, se suele considerar separadamente
el conjunto de sustancias en transformación, denominado genéricamente sistema, del
resto, que recibe el nombre de medio o entorno. De
acuerdo con lo anterior, las reacciones químicas implican una transferencia de
energía que en unas ocasiones se lleva a cabo del sistema al medio y en otras
en sentido inverso. Si la reacción lleva consigo un desprendimiento de calor
del sistema al medio, se denomina exotérmica. Por el contrario, si
el proceso químico implica la absorción de una cierta cantidad de calor del
medio por parte del sistema, se denomina endotérmica.
Todas las reacciones de combustión son exotérmicas; así, la reacción de
combustión del hidrógeno libera gran cantidad de calor:
Por el contrario, la reacción de descomposición del carbonato de calcio
es endotérmica pues requiere la aportación al sistema de una cierta cantidad de
energía calorífica del medio:
La cantidad de calor desprendido o absorbido en una reacción química,
referida a las cantidades de sustancias, en número de moles, que figuran en la
correspondiente ecuación química ajustada, se denomina calor de
reacción. Se expresa en kilocalorías (kcal) o en kilojulios (kJ) y
suele situarse en el segundo miembro de la ecuación; en el caso de que se trate
de una reacción endotérmica irá precedido de un signo menos.
Los calores de reacción dependen de las condiciones de presión,
temperatura y estado físico (sólido, líquido o gaseoso) del sistema; por ello,
cuando se pretendan hacer cálculos de energía deben especificarse en la
ecuación química dichas condiciones.
Así la reacción de formación del agua se escribirá en forma completa
como:
Dado que las diferentes sustancias son gaseosas, se ha hecho explícita
la presión. En ocasiones, se sobreentiende que los calores de reacción están
referidos a unas condiciones estándar de presión y temperatura, por lo general
1 atmósfera y 298 K, señalándose únicamente el estado físico. La ecuación
química resultante de añadir toda esta información recibe el nombre de ecuación termoquímica.
INTRODUCCIÓN A LA
ESTEQUIOMETRIA –MÉTODO DE LA RELACIÓN MOLAR-.
Se conocen varios métodos para resolver problemas
estequiométricos, uno es el método molar o de la relación
molar.
La relación molar es una relación entre la cantidad de moles
de dos especies cualesquiera que intervengan en una reacción química. Por
ejemplo, en la reacción
Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son:
La
relación molar es un factor de conversión cuyo fin es convertir, en una
reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad
correspondiente de moles de otra sustancia. Por ejemplo, si deseamos calcular
la cantidad de moles de H2O que se pueden obtener a partir de 4.0
mol de O2, usaremos la relación molar:
CÁLCULOS MOL-MOL
En este tipo de relación la sustancia de partida
está expresada en moles, y la sustancia deseada se pide en moles.
En los cálculos estequiométricos los resultados
se reportan redondeándolos a dos decimales. Igualmente, las masas atómicas de
los elementos, deben utilizarse redondeadas a dos decimales.
Ejemplos:Para la siguiente ecuación balanceada
Calcule:
a) ¿Cuántas mol de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27
mol de Al2O3?
PASO 1
Balancear la ecuación
Revisando la ecuación nos aseguramos de que
realmente está bien balanceada. Podemos representar en la ecuación balanceada
el dato y la incógnita del ejercicio.
PASO 2
Identificar
la sustancia deseada y la de partida.El texto del ejercicio indica que debemos calcular las moles de aluminio, por lo tanto esta es la sustancia deseada. Se pone la fórmula y entre paréntesis la unidad solicitada, que en este caso son moles.
Sustancia
deseada: Al (mol)
El dato proporcionado es 5.27 mol de óxido de aluminio (Al2O3) por lo tanto, esta es la sustancia de partida. Se anota la fórmula y entre paréntesis el dato.
Sustancia
de partida: Al2O3 (5.27
mol)
PASO 3
Aplicar el
factor molar
Las moles de la sustancia deseada y la de
partida los obtenemos de la ecuación balanceada.
CÁLCULOS MOL-MASA
¿Cuantos moles de dióxido
de azufre pueden obtenerse quemando 16 gramos de azufre?
(Pesos Atómicos: S = 32,06, O = 16,00).
(Pesos Atómicos: S = 32,06, O = 16,00).
En esta reacción, 1 mol de
S8 reacciona para dar 8 moles de SO2. Por tanto:
CÁLCULOS MASA MASA
¿Qué masa de H2,
que reacciona con exceso de O2, produce 11.91 g de H2O?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).
(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).
En esta reacción, 2 moles
de H2 reaccionan para dar 2 moles de H2O. De acuerdo con
la estequiometria de la reacción:
CÁLCULOS
DE REACTIVO LIMITANTE, RENDIMIENTO Y PUREZA
REACTIVO
LIMITANTE
Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría
se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número
conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y
producto se obtiene de la ecuación ajustada.
Cuando una reacción se detiene porque se
acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo
limitante. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción
química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o
limita la cantidad de producto formado.
Considere la siguiente reacción:
Supongamos que se mezclan
637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea
[(NH2)2CO] se obtendrán?
1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:
637,2 g de NH3
son 37,5 moles
1142 g de CO2
son 26 moles
2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:
- a partir de2 moles de NH3 se
obtiene1 mol de (NH2)2CO
- a partir de 1 mol de CO2 se
obtiene 1 mol de (NH2)2CO
3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada
reactivo se consumiese en su totalidad:
- a partir de37,5 moles de NH3
se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO
- a partir de 26 moles de CO2
se obtienen 26 moles de (NH2)2CO
4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como
máximo 18.75 moles de urea.
5) Y ahora hacemos la conversión a gramos:
18,75 moles de (NH2)2CO
son 1125 g.
RENDIMIENTO
Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta
que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo
limitante.
La cantidad real obtenida del producto, dividida por la
cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento
Ejemplo:
(Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)
En esta reacción, 1 mol de
Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.
1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:
Peso Molecular del Sb4: 487,2
Peso Molecular del Sb4: 487,2
Número de moles de Sb4
= 3/487,2 = 0,006156
Peso Molecular del Cl2:
70,9
Número de moles de Cl2
= 2/70,9 = 0,0282
2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La
relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la
estequiometría:
0,00656/0,0282 = 1/4,3 >
1/6
de modo que el reactivo
limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl2.
3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3
que puede obtenerse con 2,00 g de Cl2 (el reactivo limitante).
4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima
teórica y multiplicar por 100.
(3,65/4,29) x 100 = 85,08%
PUREZA
El porcentaje de un compuesto o elemento específico
en una muestra impura.
Todos los reactivos contienen algún tipo
de impurezas, si se trata de reactivos de grado analítico las impurezas se
encuentran detalladas en clase y cantidad.
Ejemplo
Si la piedra caliza tiene una pureza en CaCO3 del 92 %, cuántos gramos de CaO se obtendrán por descomposición térmica de 200 gramos de la misma?
CaCO3 ----------------- CaO + CO2
Se observa que 100 g de piedra caliza dan 56 g de CaO. Para resolver el problema se tiene en cuenta el porcentaje de pureza para determinar cuánto de los 200 g son realmente piedra caliza.
Se tiene: 200 x 92 /100 = 184 g de piedra caliza pura
A partir de ese dato se plantea la proporción:
184 g caliza x 56 g de cal / 100 g caliza = 103,04 g cal
Ejemplo
Si la piedra caliza tiene una pureza en CaCO3 del 92 %, cuántos gramos de CaO se obtendrán por descomposición térmica de 200 gramos de la misma?
CaCO3 ----------------- CaO + CO2
Se observa que 100 g de piedra caliza dan 56 g de CaO. Para resolver el problema se tiene en cuenta el porcentaje de pureza para determinar cuánto de los 200 g son realmente piedra caliza.
Se tiene: 200 x 92 /100 = 184 g de piedra caliza pura
A partir de ese dato se plantea la proporción:
184 g caliza x 56 g de cal / 100 g caliza = 103,04 g cal
CÁLCULOS
DE ENTALPIA DE REACCIÓN
Se llama entalpía de
reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos
como productos están en condiciones estándar (p
= 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de
sustancias disueltas = 1 M).
Se expresa como DH0 y como se mide en J
o kJ depende de cómo se ajuste la reacción.
Ecuaciones termoquímicas
Expresan tanto los
reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a
continuación la variación energética expresada como DH (habitualmente
como DH0).
Ejemplos:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l); DH0 = –890 kJ
H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(g); DH0 = –241,4 kJ
H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(g); DH0 = –241,4 kJ
DH depende del número de
moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes
dobles, habrá que multiplicar DH0 por 2:
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)
DH0 = 2 x (–241,4 kJ)
Con frecuencia, suelen
usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(g)
;
DH0 = –241,4 kJ
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