REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias)

desaparece para formar una o más sustancias nuevas.

Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones 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:

2H2(g) + O2(g) ——> 2H2O(l)

- El "+" se lee como "reacciona con"

- 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.

- Los números al lado antes de las formulas son los coeficientes estequiométricos (el

coeficiente 1 se omite). (2H2 , 2H2O )

- Los número después de los elementos que forman la moléculas son los subíndices (2H2,

2H2O)

- En la ecuación se Indica el estado físico de los reactantes y productos (l) liquido, (s)

sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) .

- Muestra el desprendimiento de gases o la formación de un precipitado (sustancia

insoluble) en el medio donde ocurre la reacción.

- En la ecuación química se debe cumplir con la ley de la conservación de las masas, es

decir el número de átomos de los reactantes es igual al número de átomos de los productos.

Una ecuación química cumple con esta condición cuando esta balanceada.

El Mol

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos o partículas como

el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12

C.

Los objetos o partículas pueden ser átomos, moléculas, iones, gránulos, etc.

Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023

. Se abrevia como 6.02 x 1023

, y se

conoce como número de Avogadro.

mol equivalente a 6.02 x 1023 partículas

Ejemplo 1: Cuántos átomos de hierro (Fe) se encuentran en 2 moles de hierro (Fe)

Solución: de acuerdo a lo expuesto en la teoría 1 mol de Fe tienen 6.02 x 1023

átomos de

Fe, 2 moles tendran 2 x 6.02 x 1023

=12.04 x 1023

átomos de Fe.

Ejemplo 2: Cuántos átomos y cuantas moléculas hay en 2 moles de agua (H2O).

Solución: Recordemos que una molécula de agua está compuesta de tres átomos, dos de H

y uno de O.

De acuerdo a lo expuesto en la teoría 1 mol de H2O tienen 6.02 x 1023

moléculasde de H2O,

por tanto en 2 moles hay 2 x 6.02 x 1023

= 12.04 x 1023

moléculas de H2O.

Cómo una molécula de H2O tiene 3 átomos, en 12.04 x 1023

moléculas de H2O.hay 3 x

12.04 x 1023

= 36,12 x 1023

átomos

Pesos atómicos y moleculares

Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.

La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta

exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los

compuestos estudiados.

La escala de masa atómica

Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes

Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes

(hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de

hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno.

Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos

de H por cada átomo de O.

Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en

88,9 g de Oxígeno.

De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.

Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a

los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender

que al O debemos asignarle masa atómica de 16.

Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24

gramos,

que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23

gramos.

Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos

que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino

respecto al isótopo 12

C del carbono ( masa = 12 uma).

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un

átomo de oxígeno (16

O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor

correcto a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10-24

gramos (una uma pesa muy poquito)

y al revés:

1 gramo = 6,02214 x 1023

uma (un gramo tiene muchas umas)

Masa atómica promedio

Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una

mezcla de isótopos.

Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y

también la abundancia relativa de cada isótopo.

Ejemplo:

El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12

C y 1,108% de 13

C y una

cantidad despreciable de 14

C.

Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será:

(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma

La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son

los valores que se dan en las tablas periódicas.

Masa Molar

Un átomo de 12

C tiene una masa de 12 uma.

Un átomo de 24

Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de

un átomo de 12

C.

Entonces, una mol de átomos de 24

Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de

átomos de 12

C.

Dado que por definición una mol de átomos de 12

C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24

Mg debe pesar 24 gramos.

Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente

equivalente a la masa de una mol de ese mismo átomo en gramos (g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar

La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su

peso molecular (en uma).

Las reacciones químicas se pueden clasificar en:

LEYES PONDERALES

Ley de la conservación de la masa. En los procesos de transformación de la materia la

masa siempre permanece constante. En una reacción química esta ley se aplica diciendo

que la masa de los reactantes es igual a la masa de los productos.

Ley de las proporciones constantes. Cuando dos o más elementos se combinan para

formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relación de masas constante.

Ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua siempre en una relación

de 2:1 ó de 11.11% y 88.88 %.

Ley de las proporciones múltiples. Cuando dos elementos se combinan para formar más

de un compuesto, y la masa de uno de ellos permanece constante, las masas del otro

elemento están en relación de números enteros pequeños. Ejemplo, el hierro y el oxígeno de

combinan y forman los óxidos: FeO y Fe2O3. Si tomamos en ambos óxidos 56g de hierro,

la relación de las masas de oxígeno es 1:3 (realice los cálculos).

Ley de los pesos equivalentes. Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso

conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí.

Es decir, si x gramos de la sustancia A reaccionan con y gramos de la sustancia B y también

z gramos de otra sustancia C reaccionan con y gramos de B, entonces sí A y C reaccionaran

entre sí, lo harían en la relación ponderal y/z.

Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo.

BALANCEO DE ECUACIONES.

Cuando ocurre una reacción química las cantidades de los productos que se forman deben

ser iguales a las cantidades iniciales de reactantes. De esta manera se cumple la ley de la

conservación de la masa.

En las ecuaciones químicas, que representan simbólicamente las reacciones, cada reactante

y producto debe estar acompañado de un número (coeficiente estequiométrico) que indica

la invariabilidad de los átomos y la conservación de la masa. Encontrar esos coeficientes es

balancear una ecuación química. Existen diversos métodos de balancear una ecuación

química. Miraremos los siguientes:

1. Método de ensayo y error

Este método consiste en probar deferentes coeficientes estequiométricos para cada reactante

y producto de la reacción para igualar el número de átomos a cada lado de la ecuación.

Ejemplo:

Balancear la siguiente ecuación:

HCl(ac) + MnO2(s)--------> Cl2(g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)

Los elementos se deben balancear, utilizando solo coeficientes, en el siguiente orden: 1.

metales. 2. no metales. 3. hidrógeno. 4. oxígeno.

Queda:

4HCl (ac) + MnO2(s)---------> Cl2 (g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)

2.Método de oxido-reducción

Entre los métodos de oxido-reducción se encuentran :

1) Método del cambio del número de estado de oxidación

2) Método del ión electrón.

Para entender estos métodos de balanceo por oxido reducción, es necesario entender los

siguientes conceptos:

número de oxidación, o , estado de oxidación

reducción

oxidación

agente reductor

agente oxidante

OXIDO - REDUCCION

Número de oxidación ó estado de oxidación de un elemento es la carga que resultaría si

los enlaces entre los átomos fueran iónicos.

Los números de oxidación son la guía para balancear reacciones de oxidación-reducción en

las cuales hay transferencia de electrones.

Oxidación es la pérdida de electrones. En un átomo neutro el número de cargas positivas

(protones) es igual al número de cargas negativas (electrones), y es por esto que cuando

ocurre la oxidación se incrementan las cargas positivas, aumentando el estado o número de

oxidación. El elemento o el compuesto donde se encuentra el átomo que se oxida, es el

agente reductor.

Ejemplo:

Zn0 ----->Zn

2++ 2e

-

En el ejemplo anterior el zinc tenía cnúmero de oxidación 0 y perdió 2 electrones quedando

con número de oxidación +2

, se óxido, es por consiguiente el agente reductor porque

reducirá a otro u otros elementos o compuestos.

Reducción es la ganancia de electrones. Cuando ocurre la reducción se incrementan las

cargas negativas, disminuyendo el estado o número de oxidación. El elemento o el

compuesto donde se encuentra el átomo que se reduce, es el agente oxidante.

Ejemplo:

N5+

+ 2e- --------> N

3+

En el ejemplo anterior el nitrógeno tenía número de oxidación +5, ganó 2 electrones y le

quedó número de oxidación +3, se redujo, es por consiguiente el agente oxidante porque

oxidará a otro u otros elementos o compuestos.

Ejemplo:

Indicar el reductor y el oxidante en las siguientes reacciones:

a) 2Al + 6HCl ===> 2AlCl3 + 3H2

b) 2KClO3 ===> 2KCl +3O2

Solución. Cuando ocurre una reacción química de oxidación-reducción el agente reductor

cede electrones aumentando su estado de oxidación, es decir se oxida. Por el contrario el

agente el oxidante acepta electrones disminuyendo su estado de oxidación, es decir se

reduce. Por esta razón, es necesario determinar qué átomos en las ecuaciones químicas

dadas cambian su estado de oxidación:

a) 2Al0 + 6 H

+1Cl

-1 -------> 2Al

+3Cl 3 + 3 H2

0

El Al pasar de número de oxidación 0 a +3 (aumento su número de oxidación, se oxidó),

porque perdió electrones. En esta reacción el aluminio, Al, es el agente reductor.

El HCl (más exactamente, el ión H+) pasa de número de oxidación +1 a 0 (su número de

oxidación bajó, se redujo) porque ganó electrones. En esta reacción el H+

es el agente

oxidante.

b) 2KCl+5

O3-2

-----> 2KCl-1

+ 3O20

Esta reacción es de oxidación-reducción intramolecular. Aquí, el reductor y el oxidante

entran en la composición de una misma molécula.

ESTEQUIOMETRIA

Estequiometría

Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química.

Definición

Información cuantitativa de las ecuaciones ajustadas

Los coeficientes de una ecuación ajustada representan:

el número relativo de moles participantes en dicha reacción.

Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente:

la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 y de un mol de

O2.

Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles de H2O"

son cantidades estequiométricamente equivalentes.

Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse

para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos.

Ejemplo:

¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O2,

suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?

El cociente:

es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación ajustada de esta reacción.

Ejemplo:

Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1,00 gramo de butano (C4H10).

Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación ajustada es:

Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 1,00

gramos de la muestra:

de manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es:

por lo tanto:

Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida, por ello debemos

convertir los moles de CO2 en gramos (usando el peso molecular del CO2):

De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno

consumida, etc.

Las etapas esenciales

Ajustar la ecuación química

Calcular el peso molecular de cada compuesto

Convertir las masas a moles

Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios

Reconvertir las moles a masas si se requiere