TEMA 3.- Las reacciones
quí-micas
ÍNDICE GENERAL
1.- Disoluciones.
1.1.- Concepto.
1.2.- Concentración de una disolución y formas de expresarla.
2.- Ecuación general de los gases (ideales).
3.- Las reacciones químicas.
3.1.- Concepto. Interpretaciones microscópica y macroscópica.
3.2.- Ley de Lavoisier o de conservación de la masa. Ajuste de reacciones.
3.3.- Energía de las reacciones químicas.
3.4.- Cálculos estequiométricos en reacciones químicas.
3.4.1.- Relaciones masa-masa.
3.4.2.- Relaciones masa-volumen.
3.4.3.- Reacciones con intervención de gases.
3.4.4.- Reacciones en disolución acuosa.
1.- DISOLUCIONES.
1.1.- CONCEPTO.
Una disolución es una mezcla homogénea formada por 2 componentes, los cuales pueden encontrase en cualquiera de los 3 estados de agregación:
• Soluto: suele ser el componente que aparece en menor proporción.
• Disolvente: suele ser el componente que aparece en ma-yor proporción. Si uno de los componentes de la disolu-ción es el agua, ésta siempre será el disolvente (de ahí el nombre de disolvente universal para designarla).
Cuando el soluto se disuelve en el disolvente, su estruc-tura se “desmorona”, ya que las partículas que lo forman son
atraídas por las partículas de disolvente. Es por ello por lo que cuando una sustancia se disuelve en otra “des -aparece”, no pudiendo diferenciar ambas, tal y como se indica en la figura de la derecha.
1.2.- CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN Y FORMAS DE EXPRESARLA.
1. Porcentaje en masa: Relaciona la masa (expresada en gramos) de soluto con la masa de la disolu-ción (también expresada en gramos) en la que se encuentra:
% en masa= masa soluto
masa disolución · 100 (se expresa en %)
2. Fracción molar: Relaciona el número de moles de soluto (ns) con el nº de moles de disolución en
que están disueltos:
χ = ns
nD
= ns
ns+nd
donde nD = ns + nd es el nº de moles de disolución, o suma de moles de soluto y disolvente.
3. Molaridad: Relaciona el nº de moles de soluto (ns) con el volumen en litros de disolución:
M= ns
V(l)disolución (se expresa añadiendo mol/L, M o “molar”)
4. Molalidad: Relaciona el nº de moles de soluto con la masa de disolvente expresada en kg: m= ns
kg disolvente (se expresa añadiendo m ó “molal”)
2.- ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES (IDEALES).
Decimos que un gas es ideal o perfecto cuando se encuentra a una presión tan baja que las partículas que lo forman no chocan entre sí, sino únicamente con las paredes del recipiente que los contiene (y sin per-der energía en dichos choques). Obviamente, se trata de una idealización, aunque los gases reales no suelen apartarse mucho de este comportamiento ideal. Cualquier gas se caracteriza por 3 magnitudes:
• Presión (p): nos indica la cantidad de choques de las partículas con las paredes del recipiente que contiene el gas. En las leyes de los gases se mide en atmósferas (atm), aunque también puede medir-se en pascales (Pa) ó en mm de mercurio (mm de Hg); la equivalencia entre estas unidades es la si-guiente:
1 atm = 101300 Pa = 760 mm de Hg
• Volumen (V): nos indica el espacio que ocupa el gas o bien el del recipiente que lo contiene. En la ecuación de los gases se expresa en litros.
• Temperatura (T): nos indica la velocidad a la que se mueven las partículas; a mayor temperatura, ma-yor velocidad. En la ecuación general de los gases se expresa en kelvin (K); su relación con el grado centígrado (ºC) es la siguiente:
T(K) = T(ºC) + 273
A la fórmula que relaciona las 3 magnitudes anteriores se la conoce con el nombre de ecuación de estado de los gases (ideales); se escribe de la manera siguiente:
donde n es el nº de moles de gas y R es una constante que se llama constante de los gases ideales, cuyo valor ha sido calculado experimentalmente y es el siguiente:
R = 0´082 atm·l/mol·K
* El volumen molar de un gas es el volumen que ocupa 1 mol de dicho gas a una cierta presión y temperatu-ra; si el gas se encuentra en condiciones normales (c.n.), a 1 atm de presión y a 0 ºC, el volumen molar es de 22´4 litros.
Para realizar simulaciones por ordenador relacionadas con las leyes de los gases, puedes consultar la siguien-te página web:
http://ntic.educacion.es/w3//eos/MaterialesEducativos/mem2003/gases/
3.- LAS REACCIONES QUÍMICAS.
3.1.- CONCEPTO. INTERPRETACIONES MICROSCÓPICA Y MACROSCÓPICA.
Cualquier proceso que tenga lugar en la Naturaleza puede tener 2 efectos diferentes: o bien el proce-so no produce un cambio en la naturaleza de las sustancias, y se tratará entonces de un proceproce-so físico, o bien sí se produce un cambio en la naturaleza de las sustancias, tratándose entonces de un proceso químico.
A los procesos químicos también se les llama reacciones químicas; podemos definirlas desde dos puntos de vista diferentes:
➔ Desde un punto de vista macroscópico, una reacción química es un proceso mediante el cual unas sustancias llamadas reactivos se transforman en otras sustancias diferentes llamadas productos.
➔ Desde un punto de vista microscópico, una reacción química no es más que un reajuste de los átomos que forman los reactivos, ordenándose de otra ma-nera diferente de tal mama-nera que estas nuevas sustancias – los productos – tengan una energía menor que las iniciales (ver figura a la derecha). Ello im-plica la rotura de un cierto número de enlaces químicos y la formación de otros. A continuación se muestra como ejemplo la combustión del metano:
3.2.- LEY DE LAVOISIER O DE CONSERVACIÓN DE LA MASA. AJUSTE DE REACCIONES.
Las reacciones químicas se escriben de manera breve mediante ecuaciones químicas; éstas nos pro-porcionan de manera sencilla abundante información acerca de la reacción química que tenga lugar:
reactivos → productos
✔ Si es necesario indicar el estado en que se encuentran las sustancias, se suele escribir con un subíndice a la derecha de la correspondiente fórmula. Estos subíndices son los siguientes:
sólido: (s) líquido: (l)
gaseoso: (g) disuelto en agua: (ac)
✔ Si a la derecha de una sustancia aparece una flecha vertical dirigida hacia abajo, significa que esa sustancia precipita al fondo del recipiente (por tener una baja solubilidad); si la flecha vertical está dirigida hacia arriba, entonces la sustancia es gaseosa y se escapa a la atmósfera.
En todas las reacciones químicas se cumple la ley de Lavoisier o de conservación de la masa, la cual establece que en cualquier proceso la masa total se conserva, es decir, las masas de reactivos y productos son siempre iguales. A partir de dicha ley deducimos que, como una reacción química no es más que una reordenación de átomos, el número de átomos de cada elemento químico debe ser el mismo en ambos miembros de la ecuación química. Para conseguir que se cumpla lo anterior se dice que hay que ajustar la reacción química; para ello, se escriben los números adecuados – llamados coeficientes estequiométricos – delante de las fórmulas de reactivos y
productos. Dichos números nos indican el número de átomos y moléculas, o de moles, de las sustancias intervinientes en la reacción. Aunque existen métodos específicos para ajustar reacciones, en este curso las ajustaremos por tanteo, es decir, comprobando poco a poco que los coeficientes son correctos.
EJEMPLO: Cuando el aluminio reacciona con el ácido sulfúrico se obtienen sulfato de aluminio e hidrógeno gaseoso:
2 Al + 3 H2SO4
Al2(SO4)3 + 3 H2La reacción anterior, ya ajustada, nos indica que...
a) ...2 átomos de aluminio reaccionan con 3 moléculas de ácido sulfúrico, obteniéndose 1 molécula de sulfato de aluminio y 3 moléculas de hidrógeno, o bien...
b) ...2 moles de aluminio reaccionan con 3 moles de ácido sulfúrico, obteniéndose 1 mol de sulfato de aluminio y 3 moles de hidrógeno.
3.3.- ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
Según necesiten o desprendan energía, las reacciones químicas pueden ser de 2 grandes tipos:
a) Endotérmicas: son aquellas que necesitan un aporte energético (generalmente, en forma de calor) para que puedan tener lugar.
b) Exotérmicas: son aquellas que desprenden una gran cantidad de energía (generalmente, en forma de calor).
3.4.- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN REACCIONES QUÍMICAS.
Se denomina estequiometría al conjunto de cálculos que se realizan sobre la ecuación química
(ajustada) de una reacción química para determinar las cantidades (masas o volúmenes) de las sustancias que
Así pues, en cualquier problema de estequiometría seguiremos los siguientes pasos:
1. Escribir correctamente la ecuación correspondiente a la reacción química que tiene lugar. 2. Ajustar dicha ecuación.
3. Plantear proporciones o reglas de 3 entre los moles de la sustancias cuya cantidad conozcamos y cuya cantidad nos pidan calcular, teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos.
4. Hallar la cantidad (masa o volumen gaseoso o de disolución) del reactivo o producto por el que nos pregunten, realizando los cálculos necesarios teniendo en cuenta la particularidad del proceso quími -co (reacciones -con gases o en disolución acuosa, ...)
3.4.1.- RELACIONES MASA-MASA.
Cuando conozcamos la masa de una sustancia (reactivo o producto), podemos hallar la masa de otra calculando previamente, mediante una proporción o regla de 3, los moles de ésta que reaccionan o que se ob -tienen.
3.4.2.- RELACIONES MASA-VOLUMEN.
En caso de que un reactivo o un producto se encuentren en estado gaseoso, tendremos en cuenta la ecuación de Clapeyron (o de los gases ideales) para hallar los moles que intervienen en la reacción.
3.4.3.- REACCIONES CON INTERVENCIÓN DE GASES.
Aplicamos la misma expresión que en el apartado anterior.
3.4.4.- REACCIONES EN DISOLUCIÓN ACUOSA.
