1. REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química es un proceso por el cual los enlaces que unen los átomos o iones de los reactivos se reorganizan de distinta manera para formar otras sustancias denominadas productos.
1.1. Teoría de las reacciones químicas
Para que exista una reacción química se tienen que romper los enlaces de las moléculas de reactivos y formarse nuevos enlaces que den lugar a los productos. Existen dos teorías que explican este proceso: la teoría de las colisiones y la teoría del estado de transición.
a) Teoría de las colisiones
Se produce reacción química cuando hay un choque eficaz entre las moléculas de reactivos y se originan como resultado del choque moléculas de productos.
Para que un choque sea eficaz se tienen que cumplir dos condiciones: • Que tenga la energía suficiente
• Que se produzca con la orientación adecuada
b) Teoría del estado de transición
Según esta teoría para que se produzca la reacción química hay que alcanzar un estado intermedio en el que los enlaces de los reactivos se están rompiendo y los de los productos se están formando. A este compuesto intermedio se le denomina complejo activado. A la energía necesaria para pasar de los reactivos al complejo activado se la denomina Energía de activación.
Lo podemos representar gráficamente con el siguiente diagrama.
1.2. Ecuaciones químicas
Una reacción química se puede representar mediante una ecuación química. En el primer miembro escribimos las fórmulas de los reactivos separados con signos + , en el segundo miembro escribimos las fórmulas de los productos.
Como la masa se conserva en una reacción química, la ecuación química debe estar ajustada, es decir el número de átomos de cada tipo tiene que ser igual en los dos miembros de la ecuación
1.3. Coeficientes estequiométricos
Para ajustar las ecuaciones químicas utilizamos los coeficientes estequiométricos que son números que escribimos delante de las fórmulas y que nos indican las moléculas de cada tipo que reaccionan.
2H2 + O2 → 2H2O
En esta reacción vemos que dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para formar dos moléculas de agua.
En el primer miembro tenemos cuatro átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno y en el segundo miembro tenemos cuatro átomos de hidrógeno y dos de oxígeno. La reacción está ajustada.
Como los moles tienen un número fijo de moléculas, los coeficientes estequiométricos también nos indican los moles que reaccionan y que se producen. Para la reacción anterior tendríamos que dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para formar dos moles de agua.
2. CÁLCULOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS 2.1. Cálculos masa-masa
El proceso que hay que seguir para resolver estos problemas es: gramos dato → moles dato → moles incógnita → gramos incógnita.
Para pasar de los moles del dato del problema a los moles de la incógnita nos tenemos que servir de la estequiometría de la reacción química que deberá estar perfectamentei
ajustada.
EJEMPLO: El óxido de níquel(III) reacciona con aluminio par formar óxido de aluminio y níquel. Utilizando factores de conversión, calcula los gramos de níquel que se obtendrían si utilizásemos 100 gramos de óxido de níquel(III) y una cantidad de aluminio suficiente para que reaccionase completamente
Ni2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Ni
100g g? El proceso a seguir será:
gramos Ni2O3 → moles Ni2O3 → moles Ni → gramos Ni
Necesitamos las masas atómicas y molecular de Ni y de Ni2O3
Ma Ni = 58,7 u
Mm Ni2O3= 58,7 . 2 + 16 . 3 = 165,4 u
2.2. Rendimiento
Cuando realizamos un proceso químico, la cantidad de producto que se obtiene es siempre menor que la teórica calculada en la estequiometría de la reacción. El rendimento nos indica los gramos reales que obtenemos de 100 g teóricos.
Por ejemplo una reacción con un rendimiento del 60% nos indica que obtenemos 60g reales de cada 100 g teóricos.
EJEMPLO: Se descomponen por el calor 30,0 kg de carbonato cálcico. Calcula: a) La masa de óxido de calcio que se obtiene
b) La masa de óxido de calcio que se obtendría si el rendimiento fuera del 80%
CaCO3 → CaO + CO2
30.000 g g? El proceso será:
gramos CaCO3 → moles CaCO3 → moles CaO→ gramos CaO
Mm CaCO3= 40,1 + 12 + 16 . 3 = 100,1 u
Mm CaO = 40,1 + 16 = 56,1 u
Para resolver el apartado b tenemos que saber que los gramos que hemos calculado son teóricos, como el rendimiento es del 80%:
100gNi2O3⋅ 1molNi2O3 165,4gNi2O3 ⋅2moles deNi 1molNi2O3 ⋅58,7g deNi 1molNi =70,98g deNi
30000gCaCO3⋅ 1mol CaCO3 100,1g CaCO3
⋅1mol de CaO
1mol CaCO3
⋅56,1g de CaO
1mol CaO =16813gde CaO
16813g de CaO teóricos⋅ 80g reales
2.3. Riqueza
Las sustancias que se utilizan en el laboratorio pueden contener impurezas, por ello es fundamental conocer su riqueza. La riqueza de un reactivo es la cantidad de reactivo puro que encontramos en 100 g de producto. Por ejemplo un NaOH del 98% de riqueza, quiere decir que tenemos 98 g puros de NaOH en 100 g de reactivo.
Para resolver problemas, los gramos que utilizamos en los cálculos se tienen que corresponder con gramos de reactivos puros.
EJEMPLO: El carbonato de sodio reacciona con ácido clorhídrico para dar cloruro de sodio, dióxido de carbono y agua. Calcula la masa de cloruro de sodio que se produce a partir de 250g del carbonato del 85% de riqueza con exceso de clorhídrico.
Lo primero que debemos hacer es calcular cuántos gramos de carbonato sódico puros tenemos en 250 g: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O 212,5 g g? Mm Na2CO3= 23 .2 + 12 + 16.3 = 106 u Mm NaCl = 23 + 35,5 = 58,5 u 2.4. Cálculos masa-volumen
Cuando el producto obtenido es un gas, es más frecuente que nos pidan el volumen ocupado a unas determinadas condiciones de presión y temperatura que los gramos. El procedimiento es muy similar a los anteriores, obtenemos el número de moles de la incógnita y a continuación utilizando la ecuación de Clapeyron calculamos el volumen que nos piden.
EJEMPLO: El airbag de los vehículos se infla gracias al gas desprendido en una reacción química. La azida de sodio se descompone de forma explosiva por la acción del calor en gas nitrógeno y sodio según la reacción.
2NaN3 → 2Na + 3 N2
Calcula los litros de nitrógeno que se producen a 20ºC y 1 atm por reacción de 50 g
de azida de sodio.
El procedimiento para resolver el problema será:
gramos de azida de sodio → moles de azida de sodio →moles de nitrógeno→volumen de nitrógeno 2NaN3 → 2Na + 3 N2 50 g L? (20ºC, 1 atm) 250g de Na2CO3comercial⋅ 85g puros 100g comercial=212,5g puros de Na2CO3 212,5g Na2CO3⋅1mol Na2CO3 106g Na2CO3⋅ 2moles de NaCl
1mol Na2CO3 ⋅
58,5g de NaCl
MmNaN3= 23 + 14 . 3 = 65 u
Aplicamos la ecuación de Clapeyron para calcular el volumen. PV=nRT
2.5. Cálculos volumen-volumen
EJEMPLO: Veinte litros de sulfuro de hidrógeno se queman en presencia de oxígeno para dar dióxido de azufre y agua. Determina el volumen de oxígeno, medido a 0ºC y 760 mmHg,
necesario p.ara quemar los 20 L de H2S.
Suponemos que el sulfuro de hidrógeno también se encuentra a 0ºC y 1atm (c.n). El procedimiento para resolver el problema será:
L de sulfuro de hidrógeno→moles de sulfuro de hidrógeno→moles de oxígeno→L de oxígeno
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O
20L L?
2.6. Reactivo limitante
Cuando añadimos los reactivos y no están en la proporción que nos marca la estequiometría de la reacción química, uno de los reactivos se agota y el otro queda en exceso. El reactivo que se agota es el reactivo limitante de la reacción.
El procedimiento para resolver los problemas de reactivo limitante es pasar los datos a moles y con la estequiometría de la reacción averiguar cual es el reactivo limitante y calcular luego los datos que nos pidan a partir de ésta cantidad.
EJEMPLO: La urea se puede obtener haciendo reaccionar amoníaco en presencia de dióxido de carbono según la reacción:
2NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O
Si hacemos reaccionar 100 g de NH3 con 200 g de CO2:
a) ¿Cuál de los dos es el reactivo limitante y cuál el excedente?
b) ¿Cuántos gramos de urea se obtienen suponiendo un rendimiento del 80%? c)¿Cuántos gramos del reactivo excedente quedan sin reaccionar?
La estequiometría es 2 moles de amoníaco por 1 mol de dióxido de carbono. Calculamos los moles de amoníaco y de dióxido de carbono.
Mm NH3 = 14+3= 17 u
Mm CO2 = 12 + 32 = 44 u
50g NaN3⋅1mol NaN3
65g Na2CO3 ⋅3moles de N2 2mol NaN3 =1,15moles de N2 V=n⋅R⋅T P =
1,15moles⋅0,082atm L/K mol⋅293K
1atm =27L de N2 20L H2S⋅1mol de H2S 22,4L en cn ⋅ 3moles de O2 2moles de H2S ⋅22,4L en cn 1mol de O2 =30L de O2
100g de NH3⋅1mol de NH3 17g de NH3 =5,88moles de NH3 200g de CO2⋅1mol de CO2 44g de CO2 =4,55moles de CO2
No tenemos suficiente NH3 para que reaccione todo el dióxido de carbono, por tanto el reactivo
limitante va a ser el amoníaco.
Para resolver el apartado b seguiremos el siguiente proceso:
moles de NH3 → moles de urea → g de urea →g de urea reales
Mm(NH2)2CO = 14 .2 + 1 . 4 + 12 + 16 = 60 u
Para resolver el apartado c debemos ver la cantidad de dióxido de carbono que ha reaccionado: moles de NH3 → moles de CO2 → g de CO2
200g−129,36g=70,64g sobran
3. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas se pueden clasificar atendiendo a diferentes criterios: • 1er criterio: Según cómo se realiza el proceso:
•
◦ Reacción de síntesis: Dos o más reactivos se unen y se forma un único producto: A + B → C
Un ejemplo de este tipo de reacciones son las reacciones de formación, que son aquellas en las que se obtiene un compuesto a partir de los elementos que lo forman en estado natural.
H2 + O2 → H2O
2C + 3 H2 + ½ O2 → C2H6O
◦ Reacción de descomposición: Un reactivo, normalmente por acción del calor, se transforma en dos o más productos:
A → B + C
KClO3 → KCl + 3/2 O2
◦ Reacción de sustitución: Un elemento reemplaza a otro dentro de un compuesto AB + C → AC + B
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
◦ Reacción de doble sustitución: Se produce un intercambio entre dos compuestos: AB + CD → AC + BD
5,88moles de NH3⋅1mol de urea
2mol de NH3 ⋅ 60g 1mol de urea⋅ 80g reales 100g teóricos=141,12g de urea 5,88moles de NH3⋅1mol de CO2 2mol de NH3 ⋅ 44g 1mol de CO2 =129,36g de CO2han reaccionado
HCl + NaOH → NaCl + H2O
ácido + base sal + agua
• Segundo criterio: Según la partícula intercambiada
◦ Reacciones de transferencia o intercambio de protones
En las reacciones ácido-base, el ácido cede iones H+ (protones) a la base
Ni(OH)3 + H3PO4 → NiPO4 + 3H2O
◦
◦ Reacciones de transferencia de electrones (redox)
En estas reacciones se modifica el número de oxidación de las sustancias. Hay una que aumenta su nº de oxidación (se oxida) y otra que disminuye su número de oxidación (se reduce).
SO2 + ½ O2 → SO3 nº de oxidación: +4 +6
El azufre se ha oxidado en este proceso.
◦ Reacciones de precipitación: Se intercambian iones y se forma una sal poco soluble. AgNO3 + NaCl → ↓AgCl + NaNO3
• Tercer criterio: En función de la energía intercambiada
◦ Reacciones endotérmicas: Reacciones que se producen con absorción de calor ◦ Reacciones exotérmicas: Reacciones que desprenden calor
4. LAS DISOLUCIONES EN LAS REACCIONES QUÍMICAS
Una disolución es una mezcla homogénea de sustancias puras. Está formada por dos componentes llamados soluto y disolvente.
Soluto: Es el componente de la disolución que se encuentra en menor proporción en la mezcla, puede ser sólido, líquido o gaseoso.
Disolvente: es el componente de la disolución que se encuentra en mayor proporción en la mezcla. Suele ser el agua.
Las disoluciones se clasifican según la proporción que haya de soluto y disolvente:
• Disolución diluida: Aquella en la que hay muy poca cantidad de soluto con respecto a la de disolvente.
• Disolución concentrada: Aquella en la que hay mayor cantidad de soluto con respecto a la del disolvente.
• Disolución saturada : Aquella en la que el disolvente no puede disolver más soluto a una determinada temperatura.
• Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada. 4.1. Formas de expresar la concentración de una disolución
a) Concentración centesimal Cc= ms(g)⋅100 mdisolución(g) b) Molaridad c) Molalidad d) Fracción molar 4.2. Valoración ácido-base
Una valoración o una volumetría es una técnica experimental que se utiliza en el
laboratorio para determinar una concentración desconocida de un ácido o base a partir de otra disolución de concentración conocida de una base o un ácido.
Cuando un ácido y una base reaccionan se produce una reacción de neutralización, sabremos cuando reaccionan totalmente el ácido y la base utilizando un indicador (cambia de color al cambiar el pH)
Sustancia ácida: HCl, HNO3, H2SO4 (sus disoluciones tienen pH menor que 7)
Sustancia básica: NaOH, Ca(OH)2 (sus disoluciones tienen pH mayor que 7)
M= ns Vdisolución(L) m= ns mdisolvente(Kg) Xs= ns ntotales = ns ns+ndisolvente
Cuando se produce la neutralización el pH=7. En la neutralización, el ácido y la base reaccionan totalmente obteniendo una disolución neutra.
HCl + NaOH→ NaCl + H2O
El procedimiento que se sigue para hacer la valoración es el mismo sea cual sea el carácter de la sustancia:
- Colocamos en un erlenmeyer un volumen conocido de la disolución (ácido o básica) que se ha de valorar. Por ej. 100 mL de HCl
- Añadimos un par de gotas del indicador ácido-base correspondiente. (Por ejemplo fenolftaleina que es incolora en medio ácido y rosa en medio básico)
- Llenamos la ”bureta” con la disolución (básica o ácida) de concentración conocida para que se neutralize la que hay en el erlenmeyer. En nuestro caso pondríamos por ejemplo una disolución de NaOH 1M
- Abrimos la llave de la ”bureta” para que la disolución caiga gota a gota y vamos moviendo suavemente la disolución del erlenmeyer para favorecer la reacción de neutralización.
– El viraje ( el cambio de color del indicador), nos permite determinar el movimiento en el cual se consigue el punto de equivalencia, es decir, el momento en que se ha completado la neutralización y anotamos el volumen de NaOH consumido (suponemos que se han
consumido 20 mL)
En el punto de equivalencia se cumple:
Siendo a el nº de protones del ácido y b el nº de OH de la base En nuestro caso:
5. ENERGÍA DE UN PROCESO QUÍMICO. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS Como hemos visto en las reacciones químicas se puede producir una transferencia de
energía y por eso las hemos clasificado en exotérmicas (desprenden energía) y endotérmicas (absorben energía).
Mácido⋅Vácido⋅a=Mbase⋅Vbase⋅b
Mácido=
1M⋅20mL
100mL =0,2M Mácido⋅100mL⋅1=1M⋅20mL⋅1
Al calor desprendido o absorbido en una reacción química a presión constante se le denomina entalpía ΔH.
Si ΔH>0 la reacción es endotérmica (la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos).
Si ΔH<0 la reacción es exotérmica (la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos).
Cuando en una ecuación química incluimos el calor transferido en el proceso se dice que tenemos una ecuación termoquímica:
Hg(s) +1/2O2 (g) + Q → HgO (s) Reacción endotérmica
CH4 + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l) + Q Reacción exotérmica
6. REACCIONES DE COMBUSTIÓN
Un tipo de reacciones exotérmicas son las reacciones de combustión. En ellas un compuesto reacciona con oxígeno desprendiendo energía en forma de calor.
La combustión de hidrocarburos produce siempre CO2 y H2O.
Ejemplo: La combustión del butano:
