5 Reacciones Quimicas y Disoluciones

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(1)Tema IV. Introducción a las Reacciones Químicas. 1º Bachillerato. Cuestiones Previas. •. ¿Qué es una reacción química?. •. ¿Qué reacciones químicas se producen a nuestro alrededor?. •. ¿Conoces algún tipo de reacción química en particular?. Desarrollo del tema: 1. 2. 3. 4.. Definiciones Previas. Reacciones químicas. Disoluciones. Algunos tipos de reacciones químicas. 1.- DEFINICIONES PREVIAS. Antes de comenzar el estudio de las reacciones químicas es necesario recordar algunas definiciones ya vistas. • Especie química: Sustancia que no se puede separar en varios compuestos. Es el resultado último de una reacción de análisis (de descomposición). Su representante es el átomo. • Compuesto químico: Sustancia que no puede ser separada en otras más simples mediante procesos físicos. Su representante es la molécula. • Unidad de masa atómica (u.m.a.): Doceava parte del isótopo del carbono de número atómico 12. • Masa atómica: Número de veces que la masa de un átomo contiene a la unidad de masa atómica. Hasta hace pocos años se le denominaba peso atómico. • Masa molecular: Número de veces que la masa de una molécula contiene a la unidad de masa atómica. Se obtiene sumando las masas atómicas de los elementos que la componen. 2.- LA REACCIÓN QUÍMICA. Una reacción química no es más que la transformación de unas sustancias llamadas reactivos en otras llamadas productos, de manera que reactivos y productos tienen propiedades fisicoquímicas distintas. Para que se pueda hablar de reacción química han de aparecer nuevos compuestos. 2H2 + O2 → 2H2O Una reacción química puede interpretarse como una ecuación matemática, también se la suele llamar ecuación química, en la que se describe de forma cualitativa y cuantitativamente la reacción química, utilizando la siguiente nomenclatura. • Primer miembro (Izquierda): Se ponen los reactivos, sustancias de las que se parte. • Segundo Miembro (Derecha): Se ponen los productos, sustancias que se obtienen. Coeficiente estequiométrico: Número entero que precede a reactivos y productos. Viene determinado por la conservación de la masa (leyes ponderales y volumétricas). 4 Reacciones Químicas y Disoluciones. Página 1 de 8.

(2) Tema IV. Introducción a las Reacciones Químicas. 1º Bachillerato. • Signo de relación: Indica si la transformación de reactivos en productos es total o parcial, es decir, si en el estado final sólo existirán productos y reactivos en exceso, o bien existirán reactivos y productos en equilibrio. → Transformación total de reactivos en productos. (Reacción irreversibles). Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S ↔ Transformación parcial de reactivos en productos, una vez formados los productos en suficiente cantidad, estos reaccionan entre sí para formar de nuevo los reactivos. (Reacciones reversibles). I2 + H2 ↔ 2HI En muchas ocasiones, sobre todo cuando las reacciones son reversibles, es interesante saber el estado de agregación de los compuestos que intervienen en una reacción, esto se indica mediante un subíndice entre paréntesis en cada compuesto. Pudiendo ser este: (s) Estado de agregación sólido. → Cu(s) (t) Estado de agregación Líquido. → H2(g) Estado de agregación gaseoso. → O2(g) (aq) En disolución. → H2SO4(aq) I2(g) + H2(g) ↔ 2HI(g) Al2S3(S) + 6H2O(l) → 2Al(OH)3(aq) + 3H2S(aq) En ocasiones interesa saber que ocurre con los productos después de reaccionar, fundamentalmente en la química industrial, esto se indica mediante una flecha vertical apuntando hacia arriba o hacia abajo. •. ↑ Los productos en estado gaseoso se retiran, o el recipiente es abierto por lo que escapan al exterior.. •. ↓ Los productos en estado sólido se precipitan en el fondo del recipiente en el que tiene lugar la reacción. El tamaño de las partículas que se obtienen es suficientemente grande como para precipitar. 2 K(s) + 2 H2O(l) ↔ 2 KOH(s) + H2 ↑ NaCl + AgNO3 ↔ NaNO3 + AgCl↓. Las leyes que gobiernan las reacciones químicas son las leyes pondérales y leyes volumétricas, según se refieran a la masa a al volumen. Todas ellas son leyes empíricas (experimentales) obtenidas a partir de finales del siglo XVII y fundamentalmente del XVIII. Fórmula empírica y fórmula molecular Los compuestos son agrupaciones de átomos que se representan por su fórmula. La fórmula indica la proporción en la que se encuentra cada átomo dentro del compuesto. Ésta proporción es tanto en número de átomos como en cantidad de sustancia (moles). Formula molecular. Expresa la relación real que existe entre los átomos que forman un compuesto, es decir, 4 Reacciones Químicas y Disoluciones. Página 2 de 8.

(3) Tema IV. Introducción a las Reacciones Químicas. 1º Bachillerato. indica el número de átomos de cada elemento dentro del compuesto. Ejemplo: H2O. 2 átomos de H y 1 de oxígeno.. Formula empírica. Es la relación más sencilla que existe entre los átomos de los elementos que forman un compuesto. En los compuestos iónicos donde no existe una molécula propiamente dicha, indica la proporción entre los iones que forman el del cristal, en los compuestos orgánicos indica la proporción de los átomos de los elementos dentro de la molécula. Ejemplo: Butano C4H10 (molecular) la fórmula empírica es C2H5 (2 átomos de C por cada 5 de H) Cloruro Sódico NaCl Cristal iónico. 1 ión de Cl- por cada ión de Na+.. Composición centesimal. Es el tanto por ciento en que se encuentra cada elemento dentro de un compuesto. Se calcula a partir de la fórmula del compuesto ya sea empírica o molecular y es independiente de que se trabaje con la fórmula empírica o la molecular. Ejemplo para el H2SO4. Mm=98 gr/mol. Mat(H)=1 u.m.a. ∗2= 2. Mat(O)=16 u.m.a. *4=64. Mat(S)=32 u.m.a. *1=32. 98 gr H 2SO 4 2 gr H 100 = ⇒ %(H) = ⋅ 2 gr H = 2,04 % 100 gr H 2SO 4 %(H) gr H 98 98 gr H 2SO 4 64 gr O 100 = ⇒ %(O) = ⋅16 gr O = 65,3 % 100 gr H 2SO 4 %(O) gr O 98 98 gr H 2SO 4 32 gr S 100 = ⇒ %(S) = ⋅ 32 gr S = 32,65 % 100 gr H 2SO 4 %(S) gr S 98. Cálculo de formula empírica conocida la masa molecular y la composición centesimal: Ejemplo: Mm=98 gr/mol, cuya composición centesimal es 2.04 % de hidróg., 32.65% de Azufr. Y 65.3% de oxíg. 1. Se calculan los gramos de cada especie química contenidos en una masa molecular. 100 gr 2.04 gr H 2.04 = ⇒ X(H) = ⋅ 98 = 1.999 gr / formula Mm 100 X( H ) n( H ) =. X( H ) 1.999 = ≈ 2 at / form. M at ( H ) 1. Con las restantes especies químicas se procede de forma análoga. Cálculo de formula empírica conocida la composición centesimal. 4 Reacciones Químicas y Disoluciones. Página 3 de 8.

(4) Tema IV. Introducción a las Reacciones Químicas. 1º Bachillerato. Ejemplo: 2.04 % de hidróg., 32.65% de Azufr. Y 65.3% de oxíg. 1. De una muestra de 100 gr de sustancia hay: K( H ) =. C% 2.04 = = 2.04 at / 100gr M at 1. 32.65 gr de Azuf. K(S) =. C% 32.65 = = 1.02 at / 100gr M at 32. K( O ) =. C% 65.3 = = 4.08 at / 100gr M at 16. 2.04 de Hidr.. 6503 gr de Oxíg. 2. Se calcula la proporción en la que se encuentra cada especie química, para ello se elige como unidad el mínimo. N(O)=. 4.08 = 4 átomos de oxígeno por cada átomo de azufre. 1.02. N(H)=. 2.04 = 2 átomos de hidróg por cada átomo de azufre. 1.02. Actividades: 1.- Calcular la composición centesimal del tetraoxosulfato(IV) de calcio. 2.- Determinar la fórmula molecular de un hidrocarburo cuya composición centesimal es 82,66% de carbono y el resto de hidrógeno, y cuya masa es de 58,1 g/mol. 3.- Una sustancia presenta la siguiente composición centesimal: 40% de carbono, 6,7% de hidrógeno y el resto de oxígeno. Sabiendo que en 24 mg de sustancia hay 2,4·1020 moléculas, deduce la fórmula empírica. Estequiometría de las reacciones químicas. En general se denomina estequiometría a las relaciones, en masa, número de partículas e incluso volumen, entre los elementos que forman un compuesto o que se producen o consumen en una reacción química. Dichas relaciones se obtienen a partir de las leyes pondérales y volumétricas vistas anteriormente. En definitiva la estequiometría de una reacción química es el estudio de las relaciones numéricas entre las cantidades de sustancia que se consumen y forman en una reacción química. El estudio lo vamos a limitar al caso particular de reacciones totales, es decir, reacciones en las que existe una transformación total de reactivos en productos, teniendo lugar la reacción hasta que uno de los reactivos se agote, dicho reactivo recibe el nombre de reactivo limitante. Los pasos a seguir para el estudio de la estequiometría de una reacción son: Dada la Reacción química Cobre más Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno DA Tetraoxosulfato (VI) de Cobre (II) más Agua 1. Escribir correctamente la ecuación química (fórmulas de reactivos y productos) Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O 2. Ajustar la reacción en masa, es decir, ha de haber igual cantidad de cada especie química tanto en los reactivos como en los productos. 4 Reacciones Químicas y Disoluciones. Página 4 de 8.

(5) Tema IV. Introducción a las Reacciones Químicas. 1º Bachillerato. a) Ajuste a ojo (ajustar el ejemplo). b) Ajuste por métodos numéricos (ajustar el ejemplo). c) Ajuste Redox. Se verá próximo curso. Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O 3. Establecer las relaciones estequiométricas entre productos y reactivos, en moles, siempre es conveniente trabajar en esta unidad. Se suele presentar en forma de tabla. Cu + 2 H2SO4 Moléculas. 1 at. Moles Gramos. →. 2 molec. CuSO4. + SO2. 2 H2O. 1 molec. 1 molec 2 molec. 1 mol 2 mol. 1 mol. 1 mol. 2 mol. 63.5. 159.5. 64. 2⋅18=36. + SO2. 2 H2O. 2⋅98=196. Ejercicio: Si se hacen reaccionar 147 g de H2SO4 calcular: a) Masa se CuSO4 que se obtiene. b) Volumen de SO2 obtenido en C.N. Cu +. 2 H2SO4. →. CuSO4. Moléculas 1 at. 2 molec. 1 molec. 1 molec 2 molec. Moles. 1 mol. 2 mol. 1 mol. 1 mol. 2 mol. Gramos. 63.5. 2⋅98=196. 159.5. 64. 2⋅18=36. 147 g. m (g)?. V(cm3)?. Datos. 4. Pasar de los moles obtenidos a cualquier otra unidad que se pida (gr, l, ..., etc.). Actividades: 4.- Escribe y ajusta las reacciones químicas de los siguientes procesos químicos. a Se hace reaccionar Trioxocarbonato (IV) de sodio con Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno para dar Tetraoxosulfato (VI) de sodio más dióxido de carbono más agua. b El Trioxocarbonato (IV) de Calcio al ser calentado se descompone en dióxido de carbono y óxido de calcio. El óxido de calcio obtenido se hace reaccionar con agua dando hidróxido de calcio. c Se hace reaccionar magnesio con oxígeno y con nitrógeno dando respectivamente óxido de magnesio y nitruro de magnesio. d El Trioxocarbonato (IV) de calcio reacciona con el trioxonitrato (V) de hidrógeno obteniéndose como resultado trioxonitrato (V) de calcio más dióxido de carbono más agua. 5.- El óxido de aluminio reacciona con el ácido tetraoxosulfato (VI) dando tetraoxosulfato (VI) de aluminio y agua. Si se quieren obtener 500 g de tetraoxosulfato (VI) de aluminio qué cantidad de óxido de aluminio se ha consumido. 6.- MEZCLAS Y DISOLUCIONES. Muchas de las sustancias que nos rodean son mezcla. Una mezcla no es más que una 4 Reacciones Químicas y Disoluciones. Página 5 de 8.

(6) Tema IV. Introducción a las Reacciones Químicas. 1º Bachillerato. agrupación de varias sustancias, cuya composición es variable y que se puede separar en los elementos constitutivos por métodos físicos (Filtrado, decantación, destilación o cristalización, cromatografía…..). Las mezclas pueden ser: Heterogéneas cuando los componentes pueden ser observados(a simple vista o con instrumentos ópticos microscopio). Dependiendo del tamaño de los componentes y del estado de agregación la mezcla esta reciben diferente nombres. •. Coloide: El tamaño de las partículas está entre 0.001 µm=1·10-9 m. y 0.1 µm=1·10-7 m. Observables con microscopio. Ejemplo: tinta. No sedimentan, atraviesan filtros ordinarios y son invisibles a simple vista.. •. Suspensión: El tamaño de las partículas está entre 0.1 µm=1·10-7 m. y 10 µm=1·10-5 m. Ejemplo: polvo en el aire. Están formadas por sustancias sólidas dispersas en un líquido o gas. Sedimentan y se separan por filtros ordinarios.. •. Emulsión: El tamaño de las partículas es superior a 0,001 µm=1·10-9 m. Ejemplo Agua en aceite. Están formadas por dos líquidos inmiscibles, uno de los cuales está en forma de pequeñísimas gotas dispersas en el otro líquido. Suelen separarse con el tiempo.. Homogéneas: El tamaño de las partículas es inferior a 0,001 µm=1·10-9 m cuando los componentes no pueden ser observados. Las partículas no sedimentan y atraviesan cualquier filtro. Las disoluciones son mezclas a nivel molecular de dos o más componentes. Las propiedades de las disoluciones dependen proporción en la que estén sus componentes. Nos vamos a limitar al caso de disoluciones binarias, donde uno de los dos componentes es minoritario, soluto, y el otro mayoritario, disolvente. Tanto soluto como disolvente pueden estar en estado sólido, líquido e incluso gaseoso, (mezclas de gases como el aire, de sólidos como las aleaciones y de líquidos como las amalgamas) aunque la situación más frecuente es en la que el soluto es sólido y el disolvente líquido. La forma de indicar la composición de una disolución es mediante la concentración que no es más que la cantidad de soluto contenida en una cierta cantidad de disolvente. Hay varias formas de dar la concentración de una disolución. Para diferenciar los elementos de la disolución se emplean los subíndices: S: soluto. D: disolución. d: disolvente • Tanto por ciento en masa: Gramos de soluto en 100 gr de disolución (D).. C% =. M s (g) ⋅100 Adimensional M D (g). • En el caso de disoluciones de líquidos se utiliza el tanto por ciento en volumen. C% =. VS (cm 3 ) ⋅100 Adimensional VD (cm 3 ). • Masa de soluto en volumen de disolución: Son los masa de soluto (MS) que hay por litro de disolución (VD). No tiene que confundirse con la densidad masa (MD) de disolución por litro de disolución (VD). 4 Reacciones Químicas y Disoluciones. Página 6 de 8.

(7) Tema IV. Introducción a las Reacciones Químicas. C=. M S (g) unidades de (g/l) VD (l ). d=. M D (g) unidades de (g/l) VD (l ). 1º Bachillerato. • Molaridad: Moles de soluto contenidos en un litro de disolución (D). M=. nS (mol ) unidades de (mol/l) VD (l ). Cuando el disolvente es líquido y el soluto sólido y no es muy saturada el volumen de soluto puede despreciarse frente al de disolvente VD≈Vd (VS≈0) Es el caso de azúcar en agua. • Fracción molar: Indica la proporción entre la cantidad de sustancia (número de moles) de cada componente de la disolución. XS =. nS (mol ) Adimensional nT (mol ). La cantidad de soluto que puede disolverse en una disolución es variable, y en general depende de la temperatura. Cuando una disolución no admite más soluto disuelto, se dice que está saturada, siendo la solubilidad la cantidad de soluto que se puede disolver en 100 gramos de disolvente para formar una dilución saturada. Actividades: 1.- Se desea preparar 500 ml de una disolución 0,5 M de H2SO3. Suponer que el volumen de disolución coincide con el de disolvente y que la densidad del agua es 1 g/l.. a Calcular masa de soluto necearía para prepararla. b Determinar la concentración en g/l y en % en masa. 2.- Se disuelve 5 g de cloruro de hidrógeno en en 35 g de agua, La densidad de la disolución resultante es 1,06 g/ml. Calcular la molaridad, el % en masa y en gramos litro. 3.- Calcular la molaridad de una disolución obtenida mezclando 150 ml de agua con 200 cm3 de una disolución de ácido tetraoxosulfúrico (IV). Suponer que los volúmenes son aditivos. 7.- ALGUNOS TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS. La clasificación que vamos realizar no es excluyente, ya que algunas reacciones pueden ser de varios tipos a la vez, según sea el objetivo de la reacción la incluiremos en un tipo u otro. Reacciones de síntesis.. Son aquellas reacciones que tiene por objeto obtener (sintetizar) un único compuesto químico a partir de sustancias más simples. Ejemplos. NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g). Reacciones de análisis o descomposición.. Son aquellas reacciones que tiene por objeto descomponer una única sustancia en dos o más 4 Reacciones Químicas y Disoluciones. Página 7 de 8.

(8) Tema IV. Introducción a las Reacciones Químicas. 1º Bachillerato. sustancias. Ejemplos. 2 KNO3 (s) → 2 KNO2 (s) + O2 (g) 2 HgO (s)→ 2 Hg (l)+ O2 (g). Reacciones de sustitución o desplazamiento.. Son aquellas reacciones químicas en las que uno de los reactivos desplaza a otro dentro de un compuesto. Las más frecuentes son aquellas en las que el metal de una sal es es desplazado por otro elemento de mayor carácter metálico. Ejemplos. Mg3 (s) + H2SO4 (aq) → MgSO4 (aq) + H2 (g) 2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq)+ H2 (g). Energía en las reacciones químicas.. En las reacciones químicas además de transformación de productos en reactivos se produce un intercambio de energía entre el sistema (recipiente en el que tiene lugar la reacción) y el entorno (medio ambiente), este intercambio de energía suele ser en forma de calor. Utilizando como criterio el intercambio de energía las reacciones se clasifican (excluyente) en dos tipos. Reacciones Exotérmicas: Son aquellas en las que existe un desprendimiento de energía. Ejemplos de este tipo de reacciones son las reacciones de combustión que son fuertemente exotérmicas, en ellas un compuesto orgánico en presencia de oxígeno reacciona dando agua y dióxido de carbono más calor.. Ejemplo:. CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) → 8 CO2 (g) + 10 H2O (g). Reacciones Endotérmicas: Son aquellas en las que existe un consumo de energía, es decir, para que la reacción tenga lugar ha de producirse un continuo aporte de energía en forma de calor habitualmente.. Ejemplos:. 2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g). 4 Reacciones Químicas y Disoluciones. Página 8 de 8.

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