ECUACIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES

 

ECUACIONES QUÍMICAS

A nuestro alrededor conitnuamente están sucediento cambios en la materia, que implican la transformación de unas sustancias en otras de naturaleza diferente.

El proceso mediante el cual se producen estos cambios químicos se conoce como reacción química. Algunos ejemplos de reacciones químicas son la combustión de la gasolina en un carro, la transformación de los alimentos e3n sustancias asimilables para el cuerpo humano, la corrosión del hierro y del acero, la conversión del dióxido de carbono en carbohidratos y osígeno, durante el proceso de fotosístesis o la formaicón de metano por la descomposición de la materia orgánica en los pantanos.

Las reacciones químicas son las transformaciones de la materia que producen cambios en unas sustancias para obtener otras diferentes.

En estas transformaciones, se parte de unas sustancias en el estado inicial, llamadas reactivos, y se obtienen otras diferentes en el estado final, llamadas productos.

Por ejemplo, cuando se quema un pedazo de carbón, las sustancias iniciales o reactivos son el carbono (elemento predominante en el carbón) y el oxígeno del aire, y entre las sustancias finales o productos, encontramos al dióxido de carbono.

 

        Ahora bien, para que la reacción química tenga lugar es necesario que las sustancias iniciales se encuentren en condiciones favorables. Volviendo al ejemplo anterior, un pedazo de carbón no se quemará (no producirá una reacción química) si está húmedo o si el aire contiene poco oxígeno.

        Las reacciones se representan mediante ecuaciones químicas. En una ecuación química hay dos términos. En el primero, el de la derecha, se escriben los reactivos, expresados mediante sus fórmulas químicas correspondientes y separados por un signo más. A la izquierda, el segundo término, en el que aparecen los productos, también representados por sus formulas químicas correspondientes y con signos más entre ellos. Entre ambos términos suele ponerse una flecha que indica que se ha producido la reacción química correspondiente.        Veamos como quedaría representada la reacción de formación del agua a partir de hidrógeno y oxígeno.            Reactivos --> Productos            H2 + O2 --> H2O

 

Ahora bien, el número de átomos de cada elemento en los reactivos debe ser igual al que existe en los productos esto nos obliga a realizar un ajuste de la ecuación química para que el número de átomos de cada elemento en los reactivos sea igual al que existe en los productos.

Fue Lavoissier, químico francés, quien propuso que las ecuaciones químicas deben ajustarse.

 

Este ajuste puede hacerse de varias maneras la más sencilla de las cuáles es la de tanteo, que es la que vamos a emplear nosotros. Veamos como se aplica.Volvamos a la reacción de formación del agua:H2 + O2 --> H2OVemos que en los reactivos hay dos átomos de oxígeno mientras que en los productos sólo hay uno. ¿Qué tal si multiplicamos por dos la molécula de agua?H2 + O2 --> 2 H2OAhora tenemos igualdad en los átomos de oxígeno, pero no en los de hidrógeno. De estos hay cuatro en los productos y sólo dos en los reactivos. ¿Por qué no multiplicamos por dos el hidrógeno en los reactivos?2 H2 + O2 --> 2 H2O¡Ya está!.A los números que hemos añadido para ajustar la ecuación se les llama coeficientes estequiométricos.

Resumiendo, las ecuaciones químicas son las representaciones simbólicas de las reacciones reales. En ellas, el número de átomos de  cada elemento es el mismo en las sustancias iniciales y en las finales.

Las reacciones químicas pueden ser representadas mediante los modelos moleculares, dibujando los átomos como si fueran esferas y construyendo así las moléculas de las sustancias que intervienen en una reacción.

Utilizando los modelos moleculares podemos entender mejor la conservación de la materia en las reacciones químicas, puesto que el número de esferas de cada clase debe ser el mismo en las sustancias iniciales y en las finales, es decir, en los reactivos y en los productos.

Puedes visualizarlo en estas figuras.

 

 

CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS I

Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias en otras. De acuerdo con la teoría atómica de la materia se explican como el resultado de un reagrupamiento de átomos para dar nuevas moléculas. Las sustancias que participan en una reacción química y las proporciones en que lo hacen, quedan expresadas en la ecuación química correspondiente, que sirve de base para la realización de diferentes tipos de cálculos químicos.

La naturaleza es dinámica. Tanto la materia viva como la inerte sufren continuamente procesos de transformación, de los cuales los más importantes son los que afectan a su constitución. La formación de las rocas, la erosión química de las aguas, el nacimiento de una planta o la respiración de un mamífero son procesos observables que suponen cambios de unas sustancias en otras. Todos ellos, más allá de sus diferencias, tienen algo en común: implican transformaciones a escala molecular, que son las responsables de los cambios materiales observables a simple vista.

Las reacciones químicas.

Conceptos fundamentales

Una molécula de una determinada sustancia pura constituye el representante elemental de dicha sustancia, es decir, la cantidad más pequeña de ella que posee todas sus propiedades químicas. Cuando una sustancia dada, bajo ciertas condiciones, se transforma en otra u otras con diferentes propiedades, se ha de pensar que algo ha ocurrido a nivel molecular.

De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente de diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un cambio observable de sustancia o cambio químico. Dicho proceso de transformación recibe el nombre de reacción química. Con frecuencia, sustancias formadas por iones participan en las reacciones químicas. En tales casos, las moléculas de la descripción anterior deben ser consideradas realmente como agregados iónicos.

En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iniciales se denominan reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se representa mediante las llamadas ecuaciones químicas en la forma:

Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas correspondientes. La flecha indica el sentido de la transformación. Si es posible conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química:

(s) sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa

Cada uno de los símbolos químicos que aparecen en la ecuación no sólo constituye la abreviatura del nombre del elemento correspondiente, sino que además representa un átomo de dicho elemento. Análogamente sucede con la fórmula de un compuesto, la cual designa a dicho compuesto y muestra los átomos (o los iones) que componen su molécula (o su agregado iónico elemental) así como la relación numérica entre ellos.

Esta forma simbólica de escribir las reacciones químicas constituye, por tanto, la descripción de las transformaciones a nivel molecular que aquéllas implican. La representación visual de tales procesos puede efectuarse recurriendo a modelos o construcciones mediante esferas que reproducen la estructura aproximada de la molécula o del agregado iónico en cuestión. En este tipo de modelos, cada esfera, con su correspondiente color, representa un átomo o un ion y el conjunto describe la forma exterior de la molécula o del agregado iónico.

Tipos de reacciones químicas

El reagrupamiento que experimentan los átomos de los reactivos en una transformación química puede ser de diferentes tipos. He aquí algunos de ellos:

a) Reacciones de síntesis. Se caracterizan porque los productos son sustancias más complejas, desde un punto de vista químico, que los reactivos. La formación de un compuesto a partir de sus elementos correspondientes es el tipo de reacción de síntesis más sencilla. Así, el cobre, a suficiente temperatura, se combina con el azufre para formar sulfuro de cobre (I) según la reacción:

b) Reacciones de descomposición. Al contrario que en las reacciones de síntesis, los productos son en este caso sustancias más sencillas que los reactivos. Así, cuando el carbonato de cobre se calienta fuertemente se descompone según la reacción:

c) Reacciones de desplazamiento. Tienen lugar cuando siendo uno de los reactivos una sustancia simple o elemento, actúa sobre un compuesto desplazando a uno de sus elementos y ocupando el lugar de éste en la correspondiente molécula. Así las reacciones de ataque de los metales por los ácidos llevan consigo la sustitución del hidrógeno del ácido por el metal correspondiente. Tal es el caso de la acción del ácido clorhídrico sobre limaduras de hierro que tiene lugar en la forma:

d) Reacciones de doble descomposición. Se producen entre dos compuestos y equivalen a un intercambio o sustitución mutua de elementos que da lugar a dos nuevas sustancias químicamente análogas a las primeras. Así el sodio desplaza a la plata en el nitrato de plata, pero es a su vez desplazado por aquélla en el cloruro de sodio:

Masa y volumen en las reacciones químicas.

La conservación de la masa

Toda reacción química establece una relación cualitativa entre reactivos y productos, pues expresa la naturaleza de éstos en función de la de aquéllos. Pero, además, fija las proporciones o cantidades medibles en las que unos y otros intervienen. El fundamento de esta relación cuantitativa entre las diferentes sustancias que participan en una reacción dada fue establecido en la última mitad del siglo XVIII por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). La aplicación de la balanza y de la medida de masas al estudio de multitud de reacciones químicas le permitió descubrir que en cualquier proceso químico la suma de las masas de las sustancias que intervienen (reactivos) es idéntica a la de las sustancias que se originan como consecuencia de la reacción (productos). Es decir, en toda reacción química la masa no se crea ni se destruye, sólo cambia de unas sustancias a otras.

La teoría atómica dio una sencilla interpretación a esta ley de conservación. Si los átomos no son alterados esencialmente en las reacciones químicas, sino únicamente las moléculas, el número de átomos de cada elemento que constituye los reactivos ha de coincidir exactamente con el correspondiente de los productos, por lo que la masa total en juego se mantendrá constante en la reacción. La ley de conservación de la masa de Lavoisier constituyó una pieza fundamental en el desarrollo y consolidación de la química como ciencia.

Las proporciones en masa en las combinaciones químicas

El estudio de las cantidades en las que diferentes sustancias participan en una reacción química fue objeto de la atención de los primeros químicos. Junto con Lavoisier, Proust (1754-1826), Dalton (1766-1844) y Richter (1824-1898) enunciaron diferentes leyes que en conjunto se conocen como leyes ponderales o relativas al peso. La utilización del concepto de peso en química sería sustituida más adelante por el de masa, de modo que las leyes ponderales hacen referencia a las proporciones en masa características de las combinaciones químicas. Dichas leyes fueron enunciadas en su mayoría, antes de que se dispusiese de un modelo atómico sobre la constitución de la materia y contribuyeron notablemente a la formulación por Dalton de dicho modelo.

La ley de Proust o de las proporciones definidas o constantes: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación ponderal (o de masas) fija y definida.

Esta ley indica que la composición de una combinación es siempre la misma y que, por lo tanto, el porcentaje o proporción en la que intervienen los diferentes elementos es constante y característica de la sustancia compuesta considerada. Así en el amoníaco (NH3) la proporción en masa nitrógeno/hidrógeno es de 4,67:1 cualquiera que sea la muestra que se considere.

La ley de Dalton o de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos.

Para ilustrar el significado de esta ley puede considerarse el caso de los óxidos de carbono; distintas experiencias de síntesis indican que es posible conseguir dos combinaciones diferentes de carbono y oxígeno. En una de ellas las masas de oxígeno y carbono que se combinan están en una relación de 4 a 3, es decir,

O/C = 4/3; se trata del monóxido de carbono (CO). En la otra, dicha relación es de 8 a 3, O/C = 8/3; se trata en este caso del dióxido de carbono (CO2). Ambos cocientes representan la cantidad de oxígeno que se combina por unidad de masa de carbono para formar los óxidos. De acuerdo con la ley, tales cantidades guardan entre sí una relación entera sencilla: 8/3 ÷ 4/3 = 2.

La ley de Richter o de las proporciones recíprocas: Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí.

Considerando los compuestos Cl2O y H2O las cantidades de cloro e hidrógeno que se combinan con 16,0 g de oxígeno son 72,0 y 2,0 g respectivamente. Lo que indica la ley de Richter es que cuando Cl y H se combinan para formar HCI lo hacen en la proporción de 72,0/2.

Las leyes ponderales pueden interpretarse de una forma sencilla recurriendo a las fórmulas químicas, al concepto de masa atómica y al modelo atómico de Dalton que se esconde detrás de estos conceptos. Así la ley de Proust es consecuencia de que la composición en cuanto al tipo de átomos y a su número en una fórmula dada sea siempre la misma. La ley de Dalton refleja la existencia de las diferentes valencias químicas de un elemento que se traducen en subíndices definidos en las fórmulas de sus combinaciones con otro elemento dado. La ley de Richter puede considerarse como una consecuencia de la de Proust y de las propiedades aritméticas de las proporciones.

Las proporciones en volumen en las combinaciones químicas

La importancia de la medida en el desarrollo de la química alcanzó también a los volúmenes de las sustancias gaseosas en las reacciones químicas. El químico francés Gay-Lussac estudió con detalle algunas reacciones químicas entre gases tales como la síntesis del vapor de agua y del amoníaco a partir de sus elementos correspondientes. En todos los casos las proporciones de los volúmenes de las sustancias guardaban una cierta regularidad que la expresó en forma de ley.

La ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación: En cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en ella, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos.

Así, dos volúmenes de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar uno de vapor de agua. Un volumen de cloro se combina con otro de hidrógeno para dar dos de cloruro de hidrógeno. Un volumen de nitrógeno se combina con tres de hidrógeno para dar dos de amoníaco.

Los experimentos de Gay-Lussac indicaban que el volumen de la combinación gaseosa resultante era igual o menor que la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas reaccionantes; por lo tanto, los volúmenes de combinación no podían, en general, sumarse. La ley de Gay-Lussac enunciada en 1808 se limitaba a describir los resultados de los experimentos de un modo resumido, pero no los explicaba. La explicación a dicha ley sería efectuada tres años más tarde por el físico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856).

La ley de Avogadro: En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen igual núrnero de moléculas.

Avogadro era conocedor del trabajo de Gay-Lussac y particularmente de su descubrimiento de que el volumen de un gas aumenta con la temperatura en una proporción que es la misma para todos los gases (1.ª ley de Gay-Lussac). Este resultado le sugirió que, si la composición de la molécula de la sustancia gaseosa no influía en la relación entre volumen y temperatura, dicha relación debería depender del número de moléculas existente; es decir, a igualdad de presión y temperatura el volumen de un gas debería ser proporcional al número de moléculas contenidas en él. Además, Avogadro especificó que las moléculas de los elementos gaseosos debían ser diatómicas (H2, O2, Cl2, etc.). Esta idea entraba en conflicto con la sostenida erróneamente por Dalton, pero junto con la anterior, explicaba la ley de los volúmenes de combinación. De acuerdo con ella los resultados de las experiencias de Gay-Lussac representados por medio de ecuaciones químicas toman la forma:

2H2(g) + O2(g) ® 2H2O(g)

(2 vol) + (1 vol) ® (2 vol)

N2 + 3H2 ® 2NH3

(1 vol) + (3 vol) ® (2 vol)

Cl2 + H2 ® 2HCI

(1 vol) + (1 vol) ® (2 vol)

y muestran por qué las proporciones en volumen corresponden a números sencillos.

Empleando algunas ecuaciones de la física puede demostrarse que un mol de cualquier gas, es decir, 6,029 · 1023 moléculas, medido en condiciones normales de presión y temperatura (0 ºC y 1 atm de presión), ocupa un volumen de 22,4 litros. Esta cantidad recibe el nombre de volumen molar y permite expresar, sólo para sustancias gaseosas, una misma cantidad de sustancia en moles, su volumen correspondiente en litros o su masa en gramos.

MASA Y ENERGÍA

En 1789 Lavoisier escribía: «Debemos considerar como un axioma incontestable que en todas las operaciones del Arte y la Naturaleza, nada se crea; la misma cantidad de materia existe antes y después del experímento... y no ocurre otra cosa que cambios y modificaciones en la combinación de estos elementos. »

El principio de la conservación de la masa en las reacciones químicas ha sido puesto en duda en diferentes ocasiones desde que fuera formulado por Lavoisier, sin embargo, hasta la llegada de la teoría de la relatividad de Einstein en 1905 esa intuición vaga de algunos científicos no se vería materializada en un resultado positivo. De acuerdo con Einstein «si un cuerpo cede la energía DE en forma de radiación, su masa disminuye en DE/c2... La masa de un cuerpo es una medida de su contenido energético; si la energía cambia en DE, la masa del cuerpo cambia en el mismo sentido en DE/(3 · 108)2». Su famosa ecuación:

DE = m · c2

siendo c = 3 · 108 m/s la velocidad de la luz, indica que en todo cambio de materia, y también en los procesos químicos, la absorción o la liberación de energía debe ir acompañada de un aumento o una disminución de la masa del sistema.

Lo que sucede, sin embargo, es que debido a la enorme magnitud de la constante c2 las variaciones de energía que se producen en las reacciones químicas se corresponden con cambios de masa ínfimos que no pueden ser detectados ni por las balanzas analíticas más precisas. Se hace así buena la afirmación de Hans Landolt, uno de los químicos que pusieron a prueba la ley de Lavoisier, quien en 1909 afirmaba: «La prueba experimental de la ley de conservación de la masa puede considerarse completa. Si existe alguna desviación será menor de la milésima de gramo.» La ley de Lavoisier sigue, por tanto, siendo válida, al menos en términos prácticos, en el dominio de la química.

En las reacciones nucleares, sin embargo, las energías liberadas son mayores y la ley de conservación de la masa se funde con la de conservación de la energía en un solo principio. La ley de Lavoisier generalizada con la importante aportación de Einstein, puede escribirse en la forma:

que indica que, en un sistema cerrado, la suma de las masas incrementada en el término equivalente de energía se mantiene constante.

APLICACIÓN: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS (II)

Cuando se vierte ácido clorhídrico sobre limaduras de cinc, se produce la siguiente reacción con desprendimiento de hidrógeno gaseoso:

Determinar qué volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, se recogerá cuando son atacados 30 g de Zn. ¿Cuántas moléculas de hidrógeno estarán contenidas en dicho volumen?

Para ajustar la reacción bastará en este caso multiplicar por 2 el HCI:

De ella se deduce que por cada mol de átomos de Zn se producirá un mol de moléculas de H2, pues la relación entre sus respectivos coeficientes es de 1:1. Pero un mol de átomos de Zn tiene una masa igual a un átomo-gramo de dicho metal, esto es, a 65,4 g. Asimismo, un mol de H2 ocupa 22,4 I en condiciones normales, luego estableciendo la siguiente relación de proporcionalidad:

resulta:

Recordando ahora que un mol de cualquier sustancia contiene 6,02 · 1023 moléculas, la segunda parte del problema se resuelve recurriendo ahora a la proporcionalidad entre volumen y número de moles:

Ecuaciones químicas.

El balance de materia en las reacciones químicas

Partiendo de la ley de conservación de la masa y de su relación con la teoría atómica de la materia permiten enfocar el estudio de las reacciones químicas como si se tratara de un balance entre átomos de una misma especie.

Para que dicho balance cuadre, se han de introducir, con frecuencia, algunos coeficientes numéricos que permiten igualar el número de átomos de cada elemento a uno y otro lado de la flecha. Cuando esto se consigue se dice que la reacción química está ajustada, lo que significa que puede ser considerada, en sentido estricto, como una igualdad o ecuación química.

Dado que las masas de los diferentes átomos son conocidas, las ecuaciones ajustadas se convierten, en primer término, en relaciones entre las masas de sustancias que intervienen en la reacción. Ello hace posible la realización de cálculos químicos precisos sobre la base que proporcionan las ecuaciones químicas ajustadas, sus símbolos y sus coeficientes numéricos. Así, la reacción de descomposición del óxido de cobre (II) una vez ajustada es:

e indica que por cada dos moléculas de óxido de cobre (II) se forman dos átomos de cobre y una molécula de oxígeno. Tratando dicha ecuación química como si de una ecuación matemática se tratara, es posible multiplicar ambos miembros por un mismo número N sin que se altere laligualdad, es decir:

Si N representa el número de Avogadro NA o número de partículas que componen un mol, entonces la ecuación anterior puede interpretarse en términos de moles; dos moles de CuO se descomponen en dos moles de Cu y un mol de O2. Por tanto los coeficientes de una ecuación química ajustada representan también la proporción en número de moles, de reactivos y productos que participan en la reacción.

Cuando las sustancias son gaseosas, de acuerdo con la hipótesis de Avogadro, cada mol equivale a un volumen de sustancia de 22,4 litros medidos en condiciones normales de presión y temperatura. Ello significa que, junto con cálculos de masas, es posible efectuar cálculos de volúmenes en aquellos casos en que intervengan sustancias gaseosas.

El ajuste de las ecuaciones químicas

El conocimiento de cuestiones tales como qué productos cabe esperar a partir de unos reactivos determinados, qué reactivos darán lugar a ciertos productos o incIuso si una reacción dada es o no posible, son cuestiones que se aprenden con la práctica. Sin embargo, conocidos los reactivos y los productos, el ajuste de la reacción correspondiente constituye una mera consecuencia de la ley de Lavoisier de conservación de la masa. Además ésta es una operación previa a la realización de muchos de los problemas de química básica

Uno de los procedimientos habituales empleados para ajustar una reacción química puede describirse en los siguientes términos:

1. Se escribe la reacción química en la forma habitual:

2. Se cuenta el número de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación. Si son iguales para cada uno de los elementos presentes, la ecuación está ajustada.

3. Si no es así, será preciso multiplicar las fórmulas de los reactivos y productos por ciertos coeficientes tales que produzcan la igualdad numérica deseada. La búsqueda de este conjunto de coeficientes puede hacerse mediante tanteos. No obstante, este procedimiento de ensayo y error no siempre es efectivo y puede ser sustituido por otro más sistemático, que equivale a plantear un sistema de ecuaciones con dichos coeficientes como incógnitas.

Tornando como ejemplo de referencia la reacción de combustión del propano:

stos serían los pasos a seguir:

a) Se fijan unos coeficientes genéricos a, b, c, d:

b) Se impone la ley de conservación de la masa a nivel atómico, para lo cual se iguala, para cada elemento diferente, el producto de su subíndice por su coeficiente, en arnbos miembros de la ecuación química:

Para el C 3a = c

Para el H 8a = 2d

Para el O 2b = 2c + d

c) Se resuelve el sistema. Si, como en el ejemplo, el número de coeficientes es superior en una unidad al de elementos, entonces se iguala cualquiera de ellos a uno. Si una vez resuelto el sistema, los coeficientes resultantes fueran fraccionarios, se convierten en enteros multiplicando todos ellos por su mínimo común denominador:

a = 1 b = 5 c = 3 d = 4

d) Se sustituyen los valores en la ecuación de partida y se comprueba que el ajuste es correcto mediante el correspondiente recuento de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación química:

 

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS II

Vamos a ver con más detenimiento cuatro tipos de reacciones químicas: las de síntesis o combinación, las de descomposición, las de combustión y, por último, las de sustitución.

Reacciones de síntesis o combinación

Las reacciones de síntesis o de combinación se basan en la obtención de un compuesto a partir de las sustancias simples que poseen sus mismos elementos, por ejemplo, la del agua a partir de hidrógeno y oxígeno.

Un esquema sencillo de este tipo de reacciones y una ecuación química ejemplo serían:

            A + B --> AB

            2 H2 + O2 --> 2 H2O (Síntesis del agua)

La síntesis del agua está representada en este modelo:

La síntesis del amoniaco está representada en este otro modelo:

Reacciones de descomposición

En las reacciones de descomposición se observa que se puede producir una reacción química a partir de una sola sustancia, es decir, una única sustancia da lugar a otras diferentes.

Son ejemplos de reacciones de descomposición las de las sales como el carbonato de calcio (CaCO3) del mármol, y de los óxidos por el calor, la descomposición del agua al paso de la corriente eléc­trica, etcétera.

Un esquema sencillo de este tipo de reacciones y algún ejemplo serían:

            AB --> A + B

CaCO3 --> CaO + CO2

2 H2O --> 2 H2 + O2

Modelo que representa la descomposición del clorato de potasio

 

Reacciones de combustión

La combustión es una reacción química que se produce cuan­do una sustancia, llamada combustible, reacciona con el oxígeno del aire, llamado comburente.

Por ejemplo, cuando arde un trozo de papel se produce una reacción de com­bustión, y se obtiene energía térmica, que puede ser aprovechada, y energía luminosa, que se manifiesta en la llama formada. 

Pero no en todas las combustiones se obtienen las mismas sustan­cias, en algunas sólo se obtiene dióxido de carbono, como ocurre cuando se quema carbón, e incluso puede que no se desprenda ni este gas, como ocurre al arder el azufre (S) o el magnesio (Mg), en cuyas combustiones se obtiene, respectivamente, dióxido de azufre (SO2) y óxido de magnesio (MgO). Por el contrario, cuando se queman hidrocarburos, como el gas natural, el propano, el butano  las gasolinas, se obtiene dióxido de carbono y agua.

Veamos estos ejemplos en forma de ecuación química.

C + O2 --> CO2

S + O2 --> SO2

2 Mg + O2 --> 2 MgO

C3H8 + 5 O2 --> 3 CO2 + 4 H2O (combustión del propano) 

La combustión del metano está representada en este modelo:

Para que se inicie la combustión es necesario comunicar una energía inicial al combustible para que adquiera la alta temperatura que necesita este proceso, aunque después la reacción prosiga por sí misma desprendiendo energía.

Cuando no hay suficiente oxígeno para que la reacción de combus­tión se produzca en condiciones óptimas, la combustión no es completa y se desprende un gas venenoso, el monóxido de  carbono (CO), que puede causar la muerte. Esto puede suceder al quemarse la gasolina en el motor de  un coche dentro de un garaje, o cuando arde la leña o el carbón en un recinto poco ventilado.

Veamos la combustión del carbón y del propano con poco aire.

2 C + O2 --> 2 CO

2 C3H8 + 7 O2 --> 6 CO + 8 H2O

Reacciones de sustitución

Algunos ejemplos de reacciones de sustitución serían los siguientes.

Sustitución de un elemento de un compuesto por otro de una sustancia simple. A este tipo de sustitución se le suele llamar desplazamiento.

            AB + C --> AC + B

            CuSO4 + Zn --> ZnSO4 + Cu

Esta reacción se observa fácilmente porque el color azul de las disoluciones de CuSO4 desaparece a medida que transcurre la reacción.

Sustitución de un elemento de un compuesto por otro elemento de otro compuesto. También se le suele llamar reacción de doble sustitución o intercambio.

            AB + CD --> AC + BD

            Pb(NO3)2+ 2 KI --> PbI2 + 2 KNO3

Esta reacción también se observa con facilidad porque aparece una sustancia amarilla que es el PbI2

Otra reacción de sustitución interesante es la de neutralización entre un ácido y una base produciendo un sal y agua.

            Ácido + Base --> Sal + Agua

            HCl + NaOH --> NaCl + H2O

Unos ejemplos curiosos de este tipo de reacciones son los remedios que se emplean para contrarrestar las picaduras de abeja y avispa, y la acidez estomacal. 

La picadura de abeja contiene una sustancia ácida cuyo efecto puede contrarrestarse con amoniaco. La de avispa, por el contrario, contiene una sustancia básica cuya acción se aminora con un ácido como vinagre o zumo de limón. 

Cuando tenemos acidez de estómago (producida por el ácido clorhídrico de los jugos gástricos) solemos calmarla tomando una sustancia básica como el bicarbonato de sodio, produciéndose una reacción de neutralización.

 

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

Las reacciones químicas de oxidación-reducción, conocidas también como reacciones redox, son aquellas en las que se transfieren electrones y este intercambio de electrones modifica los números de oxidación de los elementos participantes; es decir, unos ganan electrones y otros los pierden.

Número de oxidación y formulas químicas.

El número de oxidación es un entero positivo o negativo (creado por conveniencia entre los químicos). Los átomos, al ganar o perder electrones, adquieren una carga eléctrica que corresponde a la cantidad de electrones ganados o perdidos. La representación de esta carga se conoce como número de oxidación, la cual es diferente a la valencia, que es la capacidad de combinación de un elemento.

Escritura de formulas químicas.

Para escribir correctamente la fórmula química de un compuesto, se requiere:

ion sodio Na+ número de oxidación 1+

ion cloruro Cl+ Número de oxidación 1+

*por convención internacional se acostumbra poner el signo después del número.

     El número de oxidación del hidrógeno es siempre 1+ excepto en los hidruros metálicos, donde es 1-; por ejemplo:

H2O

(agua) hidrógeno H+, número de oxidación 1+

NaH

(hidruro de sodio) H-, número de oxidación 1-

     El número de oxidación del oxígeno es siempre 2- excepto en los peróxidos donde es 1-

Feo

[Óxido de hierro (II)], oxígeno O2, número de oxidación 2-

H2O2

(peróxido de hidrógeno), oxígeno O-, número de oxidación 1- (o agua oxigenada)

 

En la mayoría de los casos, la fórmula química se expresa escribiendo el catión seguido del anión (de acuerdo a la UIQPA); por ejemplo:

Oxidación y reducción como cambios en el número de oxidación.

Es importante considerar los conceptos de oxidación y reducción, así como el número de oxidación para entender por qué en una transformación química se produce un cambio en el número de oxidación.

La oxidación se define como el cambio que tiene un átomo, en el que aumentan sus cargas positivas o disminuyen las negativas, es decir, pierde electrones. Éstos necesitan pasar a otro átomo que incremente sus cargas negativas o reduzca las positivas con ganancia de electrones. Dicho proceso es contrario al de la oxidación y se le llama reducción.

De acuerdo con esto, en una transformación química se lleva a cabo el cambio en el número de oxidación de un átomo. Cuando un clavo de hierro se deja a la intemperie se oxida. La reacción que tiene lugar es la siguiente:

 

El hierro en el FeO tiene dos cargas eléctricas positivas, es decir, tiene una pérdida en el número de electrones.

El número de oxidación del átomo del hierro, cambió de cero (recordando que cuando un elemento se encuentra sin combinar su número de oxidación es cero) a 2+, es decir, perdió dos electrones.

El hierro pasó de Fe0 a Fe2 por lo que se oxidó.

Mientras que el oxígeno aceptó los electrones cedidos por el hierro y con ello cambió su número de oxidación.

El oxígeno pasó de O0 a O2-, se reduce.

Si en el laboratorio se combina zinc (granalla) con ácido clorhídrico, se producen dos transformaciones importantes:


 

ESTEQUIOMETRÍA I

En el presente trabajo presentamos un análogo para facilitar el aprendizaje de uno de los conceptos básicos del programa de química general: la estequiometría. Los cálculos estequimétricos representan la única forma de predecir las cantidades de materia que participa en una reacción química.

En la vida cotidiana abundan situaciones que pueden resolverse mediante una estrategia similar de resolución de problemas. Los alumnos deben resolver problemas trabajando con proporciones, lo cual supone un nivel de desarrollo correspondiente al cuarto estadío (de las operaciones formales) de la clasificación piagetiana. Numerosos estudios (McKinnon 1971, Ure y Queiroz 1984 entre otros) demuestran que un alto porcentaje de alumnos universitarios (50%) no llegaron aún al estadio de operatoria formal.

Una metodología para ayudar a los alumnos a comprender conceptos abstractos es aportales experiencias o modelos concretos. La inclusión de modelos concretos mediante analogías contribuye al entendimiento, a la resolución de problemas y además favorece el desarrollo del pensamiento formal (Herron, 1975).

La propuesta puede implementarse con alumnos que realizan cursos de ingreso-nivelación, o bien en el primer curso de química de sus carreras, con algunos conocimientos del tema y que requieren una comprensión más profunda de los mismos.

Desarrollo.

Planteo del problema:

Se ha realizado un pedido de sandwiches triples de miga de jamón y queso para una fiesta. Aparentemente, alguien cometió un error y se han enviado sadwiches simples de queso y jamón en lugar de los triples solicitados. Por lo tanto, hay que ponerse unos guantes plásticos y comenzar la conversión de los sandwiches simples en triples

Datos:

Se solicitaron 100 triples y se enviaron 100 simples de queso y 100 simples de jamón. La composición (siendo J = jamón, Q = queso; P = pan) de estos es la siguiente:

Tipo de sandwich Contenido
  P Q J
Triple 3 2 1
Simple de jamón 2 0 2
Simple de queso 2 2 0

Tabla 1. Composición de los sandwiches

Planteo de preguntas:

¿Cuántos sandwiches simples de queso y de jamón se necesitan para obtener 100 triples?

Esta pregunta parece difícil para un inexperto hacedor de sandwiches pero sin duda, muy fácil para un químico

Resolviendo por método algebraico ó por inspección, la respuesta es:s

Por lo tanto:


Se presenta la pregunta a los alumnos, y luego de que ellos elaboran su respuesta, se compara con la resolución química basada en un ecuación química, con el objeto de demostrar la simplicidad y practicidad de la misma. Aquí se intenta introducir los conceptos de balanceo de ecuaciones químicas donde se puede variar el numero de moles de los reactivos y productos pero no los subíndices de las fórmulas, pues corresponden a compuestos cuya composición es fija.

Para reforzar los conceptos anteriores se puede preguntar:
¿Cómo sería la ecuación química para la confección de sandwiches triples (Tabla 1) a partir de rebanadas de pan, fetas de queso y de jamón? Los alumnos generalmente puede escribir

Una vez que los alumnos logran manejar el armado de ecuaciones químicas, se pueden realizar cálculos utilizando la ecuación de la reacción química o mejor dicho "la ecuación del triple de miga"
¿Cuál es la masa de 100 sandwiches triples de miga? Usar los siguientes datos para los cálculos:

Probablemente este problema será resuelto correctamente por los estudiantes. Sin embargo, para practicar el concepto químico de masa molar y dar un ordenamiento a los cálculos, se puede mostrar el estilo químico

Para reforzar esta forma de calculo se puede preguntar: ¿Cuál será la masa de 50 simples de jamón y 100 simples de queso? Utilizando regla de tres simple se llega al resultado buscado, 1450 g para los 100 triples. Al realizar estos cálculos comprobaran que la masa inicial (de reactivos) y la final (productos) es la misma, concepto que en este problema concreto parecerá obvio, pero no lo es cuando se enfrentan con problemas químicos abstractos.

Si se compra 1 Kg. de rebanadas de pan, de fetas de queso y de jamón, ¿Cuantos sandwiches triples se pueden fabricar?' Aquí probablemente algunos alumnos se encontraran en problemas, el concepto de reactivo limitante se pone en juego.

Para analizar el significado de rendimiento en una reacción química, se podría preguntar: ¿Qué pasaría si algunas rebanadas de pan se rompen durante la fabricación de los sandwiches.

De aquí en adelante, la imaginación y creatividad de cada docente permitirá ejercitar diferentes problemas estequiométricos.

Al concluir la actividad es importante construir una tabla (tabla 2) donde se establece la comparación entre los conceptos estequiométricos y sus analogías en el modelo de los sandwiches.

Analogía Concepto Teórico
Composición de cada sandwich Formula química
S. simples S. triples Ecuación química
Masa fetas jamón, queso, pan Masa atómica de los elementos
Masa del sandwich Masa molecular
Rotura del pan y tiempo para armarlos Rendimiento
Si tenemos = cantidad J y Q (simples) Reactivo limitante

Tabla 2
. Analogías establecidas entre el procedimiento de preparación de sandwiches y conceptos teóricos


 

ESTEQUIOMETRÍA II

La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.

Reacción química: proceso en el cual una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas.

Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas(O2) para dar agua(H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El '+' se lee como “reacciona con” y la flecha significa “produce”. Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos. A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos de la reacción. Los números al lado de las formulas son los coeficientes( el coeficiente 1 se omite).

¿Qué le ocurre a la material cuando sufre una reacción química?

Según la ley de la conservación de la masa los átomos ni se crean, ni se destruyen, durante una reacción química. Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.

Balanceo de las ecuaciones químicas:

1. Determinar los reactivos y los productos de la reacción química

2. Escribir la ecuación química reactivos ® productos
3. Balancear la ecuación; para ello:

§ Se empieza por igualar la ecuación probando diferentes coeficientes para lograr que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. (Nota: No se pueden modificar los subíndices de las fórmulas).

§ Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos: las fórmulas que contienen estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Por lo tanto, no es necesario ajustar los coeficientes de estos elementos en ese momento.

§ A continuación, se buscan los elementos que aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero con diferente número de átomos y se balancean estos elementos. Por último se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación.

4. Se verifica la ecuación igualada para asegurarse de que hay el mismo número total de átomos de cada tipo en ambos lados de la flecha de la ecuación.

Ejemplo:

Consideremos la combustión del gas butano (C4H10) en el aire. Esta reacción consume oxígeno (O2) y produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). Podemos entonces escribir la ecuación química:

Ahora contamos el número de átomos de cada elemento en reactivos y productos:

El carbono y el hidrógeno aparecen en un compuesto de los reactivos y en otro de los productos. Hay cuatro veces más de átomos decarbono en los reactivos que en los productos y cinco veces más hidrógeno en los reactivos que en los productos. Podemos arreglar esto cuadriplicando el número de moléculas de dióxido de carbono y quintuplicando el número de moléculas de agua:

 

Ahora que ya están balanceados los átomos de carbono e hidrógeno, falta ajustar los átomos de oxígeno. Ya que hay dos átomos en los reactivos y 13 en los productos bastaría con multiplicar por el coeficiente 13/2.

La preferencia es utilizar como coeficientes números enteros y no fraccionarios, así que tenemos que multiplicar la ecuación por 2:

Ahora ya tenemos la ecuación balanceada y la podemos leer como: dos moléculas de butano reaccionan con trece de oxígeno produciendo diez moléculas de agua y ocho de dióxido de carbono.

El estado físico de los reactivos y productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente.

Por ejemplo: 2CO(g) + O2(g) —> 2CO2(g)

2HgO(s) —> 2Hg(l) + O2(g)

Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, se escribe:

NaCl(s) NaCl(ac)

dónde ac significa disolución acuosa. Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar.

El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr).

KBr(ac) + AgNO3(ac) —> KNO3(ac) + AgBr(s)

Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan.

Reactivos limitantes

Supongamos que estamos preparando el almuerzo para un grupo de escolares: un sandwich de jamón y queso. Para preparar un sándwich necesitaremos dos rebanadas de pan de molde, una loncha de jamón y otra de queso. Hay 45 rebanadas de pan, 25 lonchas de queso y 19 de jamón. Podremos preparar 19 sandwichs de jamón y queso y ni uno más porque no hay más jamón. Decimos entonces que el jamón es el ingrediente limitante del número de sandwichs preparados.

En una reacción química la situación es similar: una vez se haya consumido uno de los reactivos la reacción se para.

Así si queremos obtener agua a partir de 10 moles de hidrógeno y 7 moles de oxígeno, cómo la estequiometría de la reacción es 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para dar dos moles de agua, una vez haya reaccionado todo el hidrógeno nos quedarán dos moles de O2 y se habrán obtenido 10 moles de agua.

Al reactivo que se ha consumido en su totalidad en una reacción química se le denomina reactivo limitante, ya que limita la cantidad de producto formado. Así en el ejemplo anterior el hidrógeno era el reactivo limitante, ya que con los 7 moles de oxígeno podríamos haber obtenido 14 moles de agua.

¿Cómo operar para conocer cuál es el reactivo limitante de una reacción? Calculando los moles de producto que se obtienen con cada reactivo, suponiendo que el resto de reactivos están en cantidad suficiente. Aquel reactivo que nos dé el menor número potencial de moles de producto es el reactivo limitante. Al resto de reactivos, presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante, se les denomina reactivos en exceso.


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Considere la siguiente reacción:

2NH3(g) + CO2(g) ® (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

Suponga que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

1. Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:

2. Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:

a partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de(NH2)2CO

a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

3. Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad:

4. El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.71 moles de urea.

5. Y ahora hacemos la conversión a gramos:

Rendimiento de una reacción

La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se denomina el rendimiento teórico de la reacción,

La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción es el rendimiento real

Rendimiento real < Rendimiento teórico

Razones para explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico:

§ Muchas reacciones son reversibles, de manera que no proceden 100% de izquierda a derecha.

§ Aún cuando una reacción se complete en un 100%, resulta difícil recuperar todo el producto del medio de la reacción (como sacar toda la mermelada de un bote)

§ Los productos formados pueden seguir reaccionando entre sí o con los reactivos, para formar todavía otros productos. Estas reacciones adicionales reducen el rendimiento de la primera reacción.

El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico:

Por ejemplo en el ejercicio anterior calculábamos que se formarían 1124 g de urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen 953.6 g el porcentaje de rendimiento sería:

El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la temperatura y la presión.