1
Tema 3: Reacciones químicas
1.- Cambios químicos
1.1.- Representación mediante la ecuación química
En los cambios químicos las sustancias iniciales o reactivos, se transforman en las sustancias finales o productos. Consiste en una redistribución de los átomos. Es decir, los átomos que forman las moléculas de los reactivos se separan y se unen de distinta manera formando las nuevas moléculas de los productos. Por supuesto que no siempre habrá moléculas, podrán ser cristales o átomos individuales.
La manera de expresar las reacciones químicas, es mediante la ecuación química. Veamos un ejemplo: El metano cuando arde se combina con el oxígeno del aire, y produce dióxido de carbono y agua en estado de vapor. Escribimos las sustancias formuladas. A la izquierda los reactivos, y a la derecha los productos. En medio se dibuja una flecha que indica el cambio químico:
Nos falta ajustar la ecuación. Es decir, tenemos que averiguar cuántas moléculas de cada tipo intervienen en el cambio. Puesto que es evidente que con una molécula de metano y otra de oxígeno:
no se puede formar una molécula de dióxido de carbono y otra de agua:
Si tanteamos un poco, veremos que las cantidades de moléculas que intervienen en la reacción química son: una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno y producen una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua:
Por tanto, la ecuación química la escribiremos así:
Ya tenemos la ecuación ajustada.
En una ecuación química, cuando interese, se puede poner los estados en los que se encuentran las distintas sustancias. Se escribe a la derecha de la fórmula (s), (l), (g) ó (ac) dependiendo de que se encuentre en estado sólido, líquido, gaseoso o mezclado en agua formando una disolución. Cuando se pone Δ encima de la flecha, indica que se le aplica calor. También se pone una flecha hacia abajo detrás de la fórmula de una sustancia para indicar que precipita o una flecha hacia arriba para indicar que al ser un gas se escapa a la atmósfera. Por ejemplo:
El ácido sulfúrico disuelto en agua reacciona con el cinc en estado sólido y produce sulfato de cinc en estado sólido que precipita e hidrógeno gaseoso que se escapa.
2 1.2.- Interpretación de los coeficientes de una ecuación química
Como hemos estudiado, los coeficientes que aparecen delante de cada fórmula en una ecuación química significa el número de moléculas o átomos, según se trate, que intervienen en el cambio químico. Por ejemplo:
Indica que cada 4 moléculas de amoniaco reaccionan con 3 moléculas de oxígeno, produciendo 2 moléculas de nitrógeno y 6 moléculas de agua.
Si multiplicamos la cantidad de moléculas por un mismo número, la proporción sigue siendo cierta. Por ejemplo, podríamos multiplicarlo por un millón. Entonces diríamos que por cada 4 millones de moléculas de amoniaco reaccionan con 3 millones de moléculas de oxígeno, produciendo 2 millones de moléculas de nitrógeno y 6 millones de moléculas de agua.
Si multiplicamos por el número de Avogadro, ahora tendremos que por cada 4 moles de amoniaco reaccionan con 3 moles de oxígeno, produciendo 2 moles de nitrógeno y 6 moles de agua. Esta es la segunda interpretación de los coeficientes de la ecuación química; representan moles también.
2.- Tipos de reacciones químicas
Las reacciones químicas las podemos clasificar según varios criterios. Veremos dos de ellas. 2.1.- Desde el punto de vista estructural
a) De adición o síntesis. Son reacciones en las que se forman un compuesto a partir de los elementos que lo forman. Se suele representar por:
Por ejemplo, la síntesis del agua:
b) De descomposición o análisis. Son las contrarias al tipo anterior. Un compuesto se descompone en los elementos que lo forman. Se representa por:
Por ejemplo, la descomposición del amoniaco:
c) De desplazamiento o sustitución. Se representa abreviadamente por:
Por ejemplo, las reacciones que forman los ácidos con los metales desprendiendo hidrógeno:
d) De doble desplazamiento o de doble sustitución. Se representan por:
Por ejemplo las reacciones de neutralización, en las que un ácido y una base reaccionan formando una sal y agua:
2.2.- Desde el punto de vista de la transferencia
3 a) Transferencia de electrones. Son las reacciones de oxidación-reducción. Unos elementos pierden electrones (se oxidan) y otros los ganan (se reducen).
Inicialmente existía otra definición de oxidación. Se decía que una sustancia se oxidaba si se enlazaba con oxígeno, y se reducía si perdía oxígeno. Pero se dieron cuenta que había reacciones de oxidación-reducción que no contenían oxígeno. Así que se modificó la definición a la que hemos dado.
La manera de ver si un elemento gana o pierde electrones es ver con qué valencia actúa en su fórmula, es lo que se denomina número de oxidación. Hay que tener en cuenta, que el número de oxidación de un elemento en una sustancia simple es cero.
Por ejemplo:
En los productos tenemos hierro y oxígeno formando sustancias simples, luego su número de oxidación es cero. Posteriormente, en los productos, el número de oxidación del oxígeno es -2 y el del hierro +3. Por tanto, el hierro ha perdido electrones, luego se oxida (su número de oxidación ha aumentado de 0 a +3), y el oxígeno ha ganado electrones, se reduce (su número de oxidación se ha reducido de 0 a -2). Concuerda con la definición antigua; el hierro se oxida porque gana oxígeno.
Un ejemplo en el que no haya oxígeno:
El magnesio se oxida ya que su número de oxidación pasa de 0 a +2, mientras que el hidrógeno se reduce, puesto que su número de oxidación pasa de +1 a 0. El bromo ni se oxida ni se reduce.
Un ejemplo muy importante de las reacciones de oxidación-reducción son las de combustión, en las que una sustancia se combina con el oxígeno del aire desprendiendo bruscamente una gran cantidad de energía, que observamos mediante la formación de llamas. Por ejemplo, la combustión del butano.
El número de oxidación del carbono aumenta de -4 a +4, luego se oxida, mientras que el del oxígeno pasa de 0 a -2, luego se reduce. El hidrógeno ni se oxida ni se reduce.
b) Transferencia de protones. Son las reacciones de neutralización o ácido-base. En ellas, un ácido reacciona con una base (la mayoría son hidróxidos) y forman una sal y agua. Por ejemplo:
3.- Estequiometría
Esta rama de la Química que dedica su estudio al cálculo de las distintas cantidades de sustancias que intervienen en una reacción química. Para ello, se deberán seguir los siguientes pasos:
1.- Escribir la ecuación química ajustada.
2.- Plantear la proporción en moles de las sustancias involucradas en la cuestión que se quiera resolver. En algunos casos se podrá plantear otro tipo de proporción como ya veremos.
3.- Si el resultado no se desea que esté expresado en moles, habrá que expresarlo en lo que se pida: masa, volumen (en gases), volumen de disoluciones líquidas, masa de la mezcla que contiene la sustancia, etc.
4 3.1.- Relaciones en masa de sustancias puras
Recordemos que en cualquier cambio químico se cumple la ley de conservación de la masa de Lavoisier, en la que se establece que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. Pero no siempre conoceremos las masas necesarias para aplicar esta ley.
Veamos un ejemplo:
El óxido de hierro (III) puede reducirse en hierro puro mediante la reacción con aluminio, produciéndose también como producto óxido de aluminio. Determina cuánto aluminio necesitaremos para reducir completamente 10 g de óxido de hierro (III). Datos: m(Fe)=56 u, m(O)=16 u y m(Al)=27 u.
Está claro que mediante la ley de Lavoisier no podemos hacer nada.
La masa molar (masa de un mol) de Fe2O3 son, 56·2+13·3=160 g. Y un mol de Al son, 27 g.
;
Escribimos la ecuación química ajustada.
Vemos que por cada mol de Fe2O3 se necesitan 2 moles de Al.
Determinemos cuántos moles son esos 10 g de Fe2O3.
Ahora ya podemos establecer la proporción en moles:
Evidentemente:
Lo expresamos en gramos:
Otra posibilidad es escribir las cantidades en gramos, y hacer la proporción en masa (ley de Proust) en lugar de en moles.
3.2.- Relaciones en masa de sustancias no puras conociendo su porcentaje en masa.
En este caso, una o las dos sustancias involucradas no están puras, sino que aparecen mezcladas, conociéndose el porcentaje en masa de pureza. Veamos un ejemplo:
Al calentar el permanganato potásico se obtiene manganato de potasio, dióxido de manganeso y oxígeno. Determina cuántos gramos de manganato de potasio obtendremos a partir de 20 g de un mineral que contiene permanganato potásico al 65 % de riqueza en masa. Datos: m(Mn)=54,9 u, m(K)=39,1 u y m(O)=16,0 u.
La masa molar de las dos sustancias involucradas son:
5
Ya vemos que con 2 moles de KMnO4 se obtiene 1 mol de K2MnO4.
Debemos determinar cuántos gramos de de KMnO4 puros hay en los 20 g de mineral al 65 % de riqueza en masa.
Ya nos encontramos en el caso anterior, sabiendo que son 13 g de KMnO4 los que reaccionan. Expresémoslo en
moles.
Realizamos la proporción en moles:
Y ahora lo expresamos en gramos:
En este ejercicio la cantidad de la sustancia dato es la impura, pero puede ocurrir que la incógnita sea la que se encuentra impura. Veamos un ejemplo de ello.
Al calentar bromato de sodio se obtiene bromuro de sodio y oxígeno. El bromato de sodio lo tenemos en un mineral al 40 % de riqueza en masa. ¿Cuántos gramos de mineral habremos calentado si se han obtenido 75 g de oxígeno? Datos: m(Br)=79,9 u, m(Na)=23,0 u y m(O)=16,0 u.
Las masas molares de las dos sustancias involucradas en la cuestión que vamos a resolver son:
Escribamos la ecuación química:
Ya vemos que con 2 moles de NaBrO3 se obtienen 3 moles de O2.
Veamos cuántos moles son esos 75 g de oxígeno desprendidos.
Establezcamos la proporción en moles.
Pasemos esta cantidad en moles a masa.
6
Como tercer caso, podría ocurrir que las dos sustancias involucradas en el ejercicio no fuesen puras. Sería un ejercicio mezcla de los dos anteriores.
3.3.- Relaciones en las que aparecen volúmenes de gases
Veamos un caso de reacción entre gases en las mismas condiciones de presión y temperatura.
Se hace reaccionar 20 L de nitrógeno con oxígeno para producir pentaóxido de dinitrógeno. ¿Cuántos litros de oxígeno se necesitarán, medido en las mismas condiciones de temperatura y presión?
La ecuación química es:
La proporción en moles es que 2 moles de N2 producen 5 moles de N2O5. Si recordamos la ley de Avogadro para
explicar la ley de los volúmenes de combinación, establece que dos volúmenes iguales de dos gases en las mismas condiciones de temperatura y presión tienen el mismo número de partículas. De aquí se desprende, como ya vimos, que el volumen es directamente proporcional al número de moles. Entonces, podemos plantear:
A veces se hablará de que el gas se encuentra en condiciones normales (cn). Recordemos que cualquier gas en cn ocupa aproximadamente 22,4 K.
En la combustión del metano se produce dióxido de carbono y agua. Determina el volumen de oxígeno medido en cn que se necesita para quemar 1 kg de metano. Datos: m(C)=12 u, m(O)=16 u y m(H)=1 u.
Las masas molares de las sustancias que intervienen en la cuestión son:
;
La ecuación química es:
Por tanto, por cada mol de metano que reacciones se necesitan dos moles de oxígeno. Veamos cuántos moles de CH4 son un kilogramo.
Planteamos la proporción en moles.
Ahora aplicamos el hecho de que cada mol en cn ocupa 22,4 L.
Si la sustancia gaseosa se encuentra en unas condiciones de presión y temperatura distinta a las de c.n., tendremos que aplicar la ecuación general de los gases.
7 Las masas molares de las sustancias involucradas son:
;
La ecuación química es:
Vemos que por cada mol de plomo se obtienen dos moles de hidrógeno.
Tenemos que averiguar cuántos moles de hidrógeno hay en la bombona con la ecuación general de los gases.
Por una vez, hemos puesto en el cálculo todas las unidades para que se compruebe que en la ecuación de los gases la temperatura debe ir el kelvins, la presión en atmósferas y el volumen en litros.
Ya podemos plantear la proporción en moles.
Expresamos esta cantidad en gramos.
Por supuesto, en una ecuación química puede haber varios gases y cada uno se mide en distintas condiciones de presión y temperatura, y por tanto, habrá que aplicar la ecuación ideal de los gases en cada caso.
3.4.- Relaciones en las que aparecen concentraciones de disoluciones
Este caso es muy amplio, puesto que la disolución puede estar expresada de múltiples formas distintas, que ya vimos en el tema anterior. Habrá que aplicar la expresión adecuada en cada caso.
Se hace reaccionar 60 cm3 de una disolución 0,5 M de ácido clorhídrico con cinc, produciendo cloruro de cinc e hidrógeno. ¿Cuántos gramos de cinc reaccionarán exactamente con la cantidad de ácido añadida? Datos: m(Cl)=35,5 u, m(Zn)=65,4 u y m(H)=1,0 u.
Las masas molares de las dos sustancias de la cuestión son:
; La ecuación química es:
Cada dos moles de ácido clorhídrico reacciona con un mol de cinc.
Veamos cuántos moles de ácido clorhídrico hay en el volumen de disolución que se hace reaccionar. La concentración que nos dan es la molaridad.
Aplicamos la proporción en moles.
8 Pasemos esta cantidad de cinc a gramos.
Puede que la incógnita sea un volumen de disolución, como en el siguiente ejemplo.
Se quiere hacer reaccionar 0,5 g de sodio con una disolución de ácido carbónico de 4,8 g/L. Determina el volumen de disolución que necesitamos para que reaccione exactamente. Datos: m(Na)=23 u, m(O)=16 u, m(C)=12 u.
Las masas molares de las sustancias que intervienen son:
;
La ecuación química es:
Cada mol de ácido carbónico reacciona con dos moles de sodio. Veamos cuántos moles de sodio son:
Veamos con cuántos moles de ácido carbónico reaccionarán.
Escribamos esta cantidad en gramos.
Ahora nos queda por determinar en qué volumen de disolución hay 0,68 g de H2CO3.
Se dispone de 200 cm3 de ácido clórico 0,8 M. Queremos averiguar con qué volumen de disolución de hidróxido de magnesio, concentrado con 8,8 g/L, reaccionará exactamente. Datos: m(O)=16,0 u, m(Cl)=35,5 u, m(H)=1,0 u y m(Mg)=24,3 u.
Las masas molares de las dos sustancias involucradas son:
;
La ecuación química es:
Cada mol de hidróxido de magnesio reacciona con dos moles de ácido clórico. Veamos cuántos moles de ácido clórico reaccionan.
Veamos con cuántos moles de hidróxido de magnesio reaccionan.
9 Esta cantidad la expresamos en gramos.
Ya nos queda averiguar en qué volumen de la disolución de Mg(OH)2 hay contenido 4,66 g.
Nuestra incógnita podría ser averiguar una concentración, como en el siguiente ejemplo.
Para disolver completamente 0,6 g de cobre se necesitan 30 cm3 de disolución de ácido nítrico, formándose nitrato de cobre (II). Determina la concentración en masa por unidad de volumen. Datos: m(Cu)=63,5 u, m(H)=1,0 u, m(O)=16,0 u y m(N)=14,0 u.
Las masas moleculares de las dos sustancias que intervienen en la cuestión son:
;
La ecuación química es:
Vemos que por cada dos moles de ácido nítrico se necesita un mol de cobre. Veamos cuántos moles son los 0,6 g de cobre.
Veamos con cuántos moles de ácido nítrico reaccionan.
Calculemos cuántos gramos son.
Sabemos que 0,286 g de HNO3 están contenidos en 30 cm3, o lo que es lo mismo, 0,030 L. Entonces:
4.- Reactivo limitante
Cuando varios reactivos reacciones para dar uno o varios productos siempre lo hacen en la misma proporción (Ley de Proust de las proporciones definidas). Por eso, si queremos que reaccionen completamente los reactivos hay que ponerlos en la proporción adecuada. ¿Qué ocurre si juntamos para que reaccionen los reactivos sin que estén en la justa proporción? Pues, reaccionarán hasta que uno de los reactivos se agote. Este será el reactivo limitante. Por tanto, entre los productos aparecerán mezclados los reactivos que no reaccionaron. Veamos un ejemplo.
Se hace reaccionar 2 g de sodio con 4 gramos de azufre para formar sulfuro de disodio. Indica qué reactivo es el limitante y cuántos gramos de sulfuro de disodio se obtienen. Datos: m(Na)=23 u y m(S)=32 u.
10
;
Veamos las distintas cantidades expresadas en moles.
La ecuación química es:
La proporción es de por cada dos moles de sodio reacciona con un mol de azufre. Supongamos que reaccionan los 0,087 moles de sodio, veamos con cuántos moles de azufre reaccionaría:
Por tanto, se agotará todo el sodio que se ha puesto reaccionando con 0,044 moles de azufre. El resto:
quedarán sin reaccionar. En este caso, el sodio es el reactivo limitante. La masa de azufre que ha quedado sin reaccionar es:
5.- Rendimiento de una reacción
Hasta ahora, hemos supuesto que cuando se juntan los reactivos en su justa proporción reaccionan completamente, desapareciendo totalmente del recipiente y apareciendo los productos. Pero no todas las reacciones se producen totalmente. Hay reacciones que solamente una parte de los reactivos reaccionan, es decir, en el recipiente quedan reactivos mezclados con los productos nuevos que aparecen. Esto suele ocurrir porque una vez que se han formado los productos, éstos vuelven a reaccionar para producir los reactivos. Llega un momento en el que se establece un equilibrio, ya que los reactivos reaccionan a la misma velocidad que los productos, y por tanto, a nivel macroscópico se ha alcanzado un equilibrio.
Se llama rendimiento de una reacción química a:
Donde la cantidad de producto se puede expresar en moles, gramos, litros, etc. Que habrá que indicar al expresar el rendimiento. La cantidad de sustancia máxima es la que se obtendría si la reacción se produjera al 100 %.
El rendimiento de una reacción depende fundamentalmente de la temperatura y la presión (para el caso de gases) a las que se lleve a cabo. También puede influir si están disueltas en disolución ácida o básica.
Hacemos reaccionar 16 g de benceno con ácido nítrico obteniéndose 14,5 g de nitrobenceno y otra cantidad de agua. Determina el rendimiento de la reacción. Datos: m(C)=12 u, m(H)=1 u, m(O)=16 u, m(N)=14 u.
Las masas de las dos sustancias involucradas son:
;
Las cantidades en moles son:
11
La ecuación química es:
Vemos que un mol de benceno produce un mol de nitrobenceno, si la reacción se produjera al 100 %. Entonces, con 0,205 moles de benceno se produciría también 0,205 moles de nitrobenceno. Que en gramos son:
En consecuencia, si la reacción se produjera al 100 % produciría 25,2 g de nitrobenceno, pero sin embargo, se han formado 14,5 g. El rendimiento en gramos es:
