ECUACIONES QUÍMICAS
Ya hemos visto, al estudiar la teoría atómica de Dalton, que los átomos no pueden crearse ni destruirse, y por tanto, en una reacción química los átomos de los reactivos simplemente se reorganizan y dan lugar a unos productos en los que hay los mismos átomos, aunque unidos de otra forma.
Eso quiere decir que para escribir correctamente una ecuación química no basta con escribir los reactivo y los productos, sino que además debemos introducir unos
coeficientes para ajustarlas, de manera que haya el mismo número de átomos a ambos lados de la ecuación. Por ejemplo, en la formación del agua:
H2 + 12O2 → H2O
Como suelen escribirse los coeficientes como números enteros, simplemente multiplicamos toda la ecuación por 2:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Mas adelante veremos los métodos para ajustar reacciones redox, que suelen ser más complejas, pero las reacciones ordinarias se ajustan simplemente probando por tanteo como cuando se hace un puzle. De todas formas se pueden dar algunas orientaciones:
• Los coeficientes siempre van delante de la fórmula e indican el número de moléculas (o de moles) que reaccionan o se forman, pero nunca se pueden modificar los subíndices que forman parte de la fórmula porque la romperían.
• Ajusta primero los elementos que aparecen en 1 reactivo y en 1 producto
• En muchas ocasiones aparecen grupos de átomos que no varían y por tanto debes tratarlos como si se tratara de un elemento. Por ejemplo el ion sulfato SO42-, el nitrato NO3- , etc
2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2
Una vez ajustada la reacción nos está indicando el número de moles que reaccionan y se forman, así debemos leer que dos moles de aluminio reaccionan con tres moles de sulfúrico y dan un mol de sulfato de aluminio y tres moles de hidrógeno.
Podemos establecer una proporción entre cualquiera de los compuestos en términos de moles, masa y volúmenes molares. Los pasos son:
• Lee el enunciado, escribe y ajusta la reacción.
• Subraya los compuestos entre los que debes hacer la proporción
• Escribe bajo cada fórmula la cantidad en los términos (moles, masa o volumen molar) que te indique el problema
Ejemplo 1:
Calcular los gramos de hidrógeno que se obtienen al tratar 6 gr de aluminio con ácido sulfúrico en exceso.
Al=27, S=32, O=16, H=1
Fíjate que en el enunciado te dice que hay ácido sulfúrico en exceso, lo que quiere decir que la reacción tendrá lugar hasta gastar todo el aluminio, y así sabemos que habrán reaccionado exactamente los 6 gr de Al.
Como de la reacción, una vez ajustada se deduce que de dos moles de aluminio (2*27gr de Al) se obtienen 2 moles de hidrógeno (2*2gr de H)
2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2 2*27 gr Al ---2*2 gr H
6 gr Al --- x de donde x = 0,44 gr de hidrógeno
Ejemplo 2:
Calcular la cantidad de ácido sulfúrico que reacciona con 6 gr de aluminio. Igual que antes, solo que ahora la proporción, como se deduce del enunciado, se establece entre el aluminio y el sulfúrico:
2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2 2*27 gr Al ---- 3*98 gr H2SO4
6 gr Al ---- x de donde x = 32,67 gr de á. sulfúrico. Ejemplo 3:
Calcular el volumen de hidrógeno, medido en CN, que se obtiene al tratar 6 gr de aluminio con ácido sulfúrico en exceso. ¿Qué volumen de hidrógeno se obtendría si se midiera a 27ºC y 740 mmHg?
a) Del enunciado se deduce que la proporción hemos de hacerla en términos de masa y de volumen molar: de dos moles de aluminio (2*27gr de Al) se obtienen 2 moles de hidrógeno, que al tratarse de un gas ocupan (2*22,4 litros de H medidos en CN)
2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2
2*27 gr Al ---2*22,4 l H en CN 6 gr Al --- x
Al mismo resultado habríamos llegado si procedemos como en el Ejemplo 1 y ahora aplicamos la ecuación general de los gases perfectos:
nRT PV = ⇒ RT Pm m PV = ⇒ 0,082 273 2 0,44 V 1⋅ = ⋅
de donde V = 4,97 litros de hidrógeno medidos en CN
b) Cuando nos pregunten por el volumen de un gas y esté medido en unas condiciones que no sean las CN, ya no podemos establecer la proporción directamente como hemos hecho antes porque no sabemos el volumen que ocupa un mol de gas en todas las condiciones posibles, así que no nos queda otra opción que:
• Calcular el número de gramos de hidrógeno y luego, mediante la ecuación de los gases perfectos, calcular el volumen que esos gramos ocupan en las condiciones que nos digan. Exactamente como se ha hecho antes, claro que poniendo
P=740/760 atm. y T=(273+27) ºK
• Otra opción es calcular el volumen que ocupa el gas en CN y luego aplicando la ecuación de los gases perfectos calcular el nuevo volumen en las nuevas
condiciones, que es lo que vamos a hacer ahora:
P=1 atm P´=740 mmHg=760740atm V=0,49 l V´ T=0ºC=273ºK T´=27+273ºK nRT PV = ´ ´ ´ T T V P PV = ⇒ 27) (273 273 V´ 0,49 1 760 740⋅ = + ⋅ ⇒ V´=0,55 litros ´ ´ ´V nRT P =
Como ves los ejercicios son muy sencillos y cualquier complicación se reduce a enganchar unos conceptos con otros de manera que un ejercicio difícil no es más que varios sencillos encadenados y debes desarrollar la habilidad para descomponerlo. Ejemplo 4:
Para calcular la molaridad de una disolución de ácido clorhídrico se pesan 2 gr de hidróxido sódico de una pureza del 80 % y se disuelven en agua con unas gotas de indicador. En una bureta se coloca la disolución de clorhídrico y se deja caer gota a gota hasta que el indicador puesto en la disolución de hidróxido sódico cambia de color. En ese momento se mide el volumen de ácido consumido siendo de 25 cm3.
A la reacción que tiene lugar entre un ácido y una base se llama de neutralización y el resultado siempre es una sal y agua.
• El compuesto que deseamos valorar, en este caso el ácido, se ha colocado en la bureta y se llena hasta que marque el cero.
• En un erlenmeyer o en vaso de precipitados se coloca el otro compuesto, en este caso la base, con unas gotas de indicador. (Los indicadores son sustancias que tienen la propiedad de tener un color diferente según que el medio sea ácido o básico. Por ejemplo la fenolftaleína es de color rosa en medio básico y
transparente en medio ácido)
HCl + NaOH → NaCl + H2O
• Al caer las primeras gotas de ácido, reaccionarán gastando base, y en el
erlenmeyer además del agua habrá: el NaCl que se ha formado, el NaOH que ha quedado sin reaccionar y nada de HCl. Como hay NaOH seguirá de color rosa.
• Llegará una gota de HCl que sea la que gasta todo el NaOH. En ese momento hemos neutralizado a la base. En el erlenmeyer además del agua habrá: el NaCl que se ha formado, nada de NaOH porque ha reaccionado todo y nada de HCl. Como ahora no hay NaOH el indicador vira de color y así nos indica que hemos completado la neutralización.
• Cerramos la llave de la bureta y medimos la cantidad de ácido que hemos gastado, en este caso 25 cm3. (La bureta tienen el cero arriba y está numerada hacia abajo, por lo que simplemente hay que anotar el número que marca.)
• Si continuásemos vertiendo ácido en el erlenmeyer habrá la misma cantidad de NaCl, puesto que ya no se forma más, y el HCl que echemos, que estaría en exceso. En primer lugar debemos calcular la cantidad de hidróxido sódico que hemos tomado, ya que los 2 gramos que hemos pesado tienen una pureza del 80%.
gr 6 1 100 80 2 grNaHO = ⋅ = , NaOH
Ahora vamos a calcular la cantidad de ácido que reacciona con esa cantidad de base: HCl + NaOH → NaCl + H2O
36,5gr HCl -- 40gr NaOH x --- 1,6gr NaOH de donde x = 1,46 gr HCl
Ahora es como un problema simple de disoluciones que dijera: “Calcula la molaridad de una disolución de HCl que se ha obtenido disolviendo 1,46 gr de HCl hasta tener 25 cm3 de disolución”.
Empezamos calculando la concentración en gr/l. Naturalmente, si en 25 cm3 de disolución hay 1,46 gr de HCl, en 1 litro (1000 cm3) habrá:
disolución cm 1000 disolución cm 25 x HCl gr 46 1 3 3 , =
de donde x=58,4 gr/l. Teniendo en cuenta que el PmHCl = 36,5 gr/mol: l mol 6 1 mol gr 5 36 l gr 4 58 Pm l gr M , / / , / , / = = = Ejemplo 5:
Para averiguar la pureza en carbonato de calcio de una caliza se pesan 2 gr de caliza y se tratan con ácido clorhídrico en exceso, obteniéndose 0,4 litros de dióxido de carbono medidos en las condiciones del laboratorio (27º y 1 atm)
Se colocan los 2 gr de caliza en un erlenmeyer y se va dejando gotear el clorhídrico. Como el dióxido de carbono que se forma en la reacción es un gas se escapa y lo recogemos sobre agua, en una bureta, realizando un montaje como el de la figura:
2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
Lo primero que tenemos que hacer es averiguar el volumen de CO2 que se ha obtenido, pero medido en CN, es la única forma que podemos utilizar para realizar cálculos estequiométricos, así que, con la ayuda de la ecuación de los gases perfectos:
P=1 atm P´=1 atm
V=0,4 l V´
nRT PV = ´ ´ T T V V = ⇒ 3 27 27) (273 V´ 4 0 + = , ⇒ V´ =0,364 litros ´ ´ ´V nRT P =
Ahora que sabemos el volumen de CO2 medido en CN, podemos calcular la cantidad de carbonato de calcio necesaria para obtenerlo, ya que, como vemos en la reacción, 1 mol de CaCO3 (100gr) produce un mol de CO2 (44gr o bien 22,4 litros en CN)
2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O 100 gr CaCO3 --- 22,4 l CO2 en CN
x --- 0,364 l CO2 en CN
de donde, x = 1,625 gr de CaCO3.
Ahora sabemos que en los 2 gr de caliza había 1,625 gr de CaCO3 y el resto eran impurezas, así que la pureza en carbonato de calcio de la caliza será:
% , , 25 81 100 caliza gr 2 CaCO gr 625 1 pureza= 3 ⋅ = REACCIONES QUÍMICAS
A continuación vamos a escribir algunas reacciones químicas que ocurren de forma general. (Escribe las siguientes reacciones y otras parecidas y las ajustas)
• Reacciones de síntesis: Algunos elementos reaccionan directamente entre sí (a veces se necesita la ayuda de un catalizador y determinadas condiciones de presión y temperatura) dando lugar a un compuesto, así por ejemplo se forma el H2O o el NH3.
N2 + H2 → NH3
• Un metal, no noble, con oxígeno da un óxido: Fe + O2 → FeO
• Un óxido metálico con agua da un hidróxido: FeO + H2O → Fe(OH)2
• Un óxido no metálico (anhídrido) con agua da un ácido: SO3 + H2O → H2SO4
• Un ácido con un óxido metálico da sal y agua: FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O
• Un ácido con una base (hidróxido) da sal y agua. Esta reacción recibe el nombre de neutralización.
H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
• Un ácido con un metal, no noble, da sal e hidrógeno Al + HCl → Al3Cl + H2
• Cuando un ácido reacciona con un carbonato o bicarbonato forma la sal, CO2 y agua
HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
• En la combustión de los hidrocarburos se forma CO2 y agua CH4 + O2 → CO2 + H2O
