REACCIONES QUÍMICAS

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.

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:

reactivos ® (reacción química) ® productos

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.

Toda reacción química establece una relación cualitativa entre reactivos y productos, pues expresa la naturaleza de éstos en función de la de aquellos. Pero, además, fija las proporciones 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.

CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Las reacciones químicas suelen clasificarse de distintas maneras, aunque hay reacciones que pueden entrar en más de una clasificación.

Síntesis: Formación de un compuesto a partir de reactivos más simples. Ejemplo: 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)

Descomposición : Transformación de un compuesto en dos o más productos. Ejemplo: 2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)

Combustión: Reacción de una sustancia con oxígeno del aire. Ejemplo: C (s) + O2 (g) CO2 (g)

Precipitación: Formación de un compuesto insoluble, sin cambio en los números de oxidación.Ejemplo: Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl (s)

Ácido – Base: Reacción que ocurre por transferencia de un protón de un ácido a una base. Ejemplo: H3O+ + OH- 2H2ORedox: Reacción que ocurre por transferencia de electrones de una especie a otra que se manifiesta por un cambio en los números de oxidación. Ejemplo:Zn (s) + HCl (aq) ZnCl2 + H2 (g)

BALANCEO DE ECUACIONES 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:

2.CuO (s) ® calor ® 2.Cu (s) + O2 (g)

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 la igualdad, es decir:

2.N.CuO (s) ® calor ® 2.N.Cu (s) + N.O2 (g)

Si N representa el número de Avogadro NAo 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.

REACCIONES REDOX

Una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente una reacción redox, es aquella en la cual ocurre una transferencia de electrones. La sustancia que gana electrones se denomina oxidante y la que los cede reductor. Por lo tanto, el oxidante se reduce ( le sucede una reducción ) y el reductor se oxida ( le acontece una oxidación ). Se asevera entonces que una reacción redox se conforma de dos semi-reacciones: oxidación y reducción. Ambas se producen simultáneamente. También se da el hecho de que una misma sustancia se reduce y oxida a la vez. Esto se llama dismutación.

Número de oxidaciónEl número de oxidación es un valor arbitrario que se le asigna a un elemento. Para esto es conveniente seguir la siguiente pauta:Los elementos libres en estado neutro ( H2 , O2 , Cl2 , Cu, Fe , etc. ) tienen número de oxidación igual a 0.Cuando los elementos están combinados, tenemos lo siguiente:Flúor ( F ) número de oxidación = –1Hidrógeno ( H ) número de oxidación = +1

número de oxidación = –1 ( Hidruros: NaH, MgH2 , etc. )Oxígeno ( O ) número de oxidación = –2

número de oxidación = –1 ( Peróxidos: H2O2 , Na2O2 , etc. )

número de oxidación = +1 ( OF2 )Alcalinos número de oxidación = +1 ( NaCl , K2O , LiNO3 , etc. )Alcalinos térreos número de oxidación = +2 ( MgF2 , CaO , BaSO4 , etc. )Aluminio ( Al ) número de oxidación = +3

Halógenos número de oxidación = –1 ( Halogenuros: BaCl2 , KBr , etc. )Azufre ( S ) número de oxidación = –2 ( Sulfuros: K2S , BeS , etc. )Cuando no se puede determinar el número de oxidación directamente, hay que deducirlo aplicando lo siguiente:En la molécula neutra, la suma de los números de oxidación de cada átomo de ella es igual a 0.En el ión, la suma de los números de oxidación de cada átomo de él es igual a la carga eléctrica del ión. Ejemplos:NH3 : número de oxidación del N + 3 × número de oxidación del H = 0

número de oxidación del N + 3 × ( +1 ) = 0número de oxidación del N = –3

CO2 : número de oxidación del C + 2 × número de oxidación del O = 0número de oxidación del C + 2 × ( –2 ) = 0número de oxidación del C = +4

Cu2S : 2 × número de oxidación del Cu + número de oxidación del S = 02 × número de oxidación del Cu + ( –2 ) = 0número de oxidación del Cu = +1

SO4 –2 : número de oxidación del S + 4 × número de oxidación del O = –2

número de oxidación del S + 4 × ( –2 ) = –2número de oxidación del S = +6

Cr2O7 –2 : 2 × número de oxidación del Cr + 7 × número de oxidación del O = –2

2 × número de oxidación del Cr + 7 × ( –2 ) = –2número de oxidación del Cr = +6

OxidaciónEn cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aumentó su número de oxidación, por ejemplo:Fe +2 Fe +3 + e –

ReducciónEn toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento disminuyó su número de oxidación, por ejemplo:Cu +2 + 2e – Cu 0

Igualación de una reacción redoxGeneralmente necesitamos igualar una reacción redox, por ejemplo:Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 (reacción no igualada)Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O (reacción igualada)Para este propósito, primero debemos identificar las sustancias que se oxidan y reducen, mediante un análisis de los cambios de números de oxidación. Como ya dijimos, siempre sucede esto. Conviene, cuando es posible, expresar lo anterior en forma iónica.Oxidación: Cu 0 Cu +2 Reducción: SO4

–2 SO2 El cobre aumenta su número de oxidación de 0 a +2 , por lo tanto pierde 2 e – y el azufre disminuye su número de oxidación de +6 a +4 , o sea gana 2 e – ; además para igualar las cargas eléctricas en la reducción debemos agregar al lado izquierdo 4 H + ( estamos en un medio ácido ) y dos moléculas de agua, en el lado derecho, para igualar el número de átomos de cada elemento:Oxidación: Cu 0 = Cu +2 + 2 e – Reducción: SO4

–2 + 2e – + 4 H + = SO2 + 2 H2O Como el número de electrones cedidos es igual al número de electrones ganados, podemos reunir directamente ambas semi-reacciones:

Cu + SO4 –2 + 4 H + = Cu +2 + SO2 + 2 H2O

Lo que se expresa en la forma molecular:Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2OConviene observar que los protones ( H + ) provienen del ácido sulfúrico ( H2SO4 )

CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

Una ecuación química es una igualdad entre sustancias reaccionantes o reactivos y productos de reacción. Conocidos los reactivos y productos de una ecuación química y los pesos atómicos relativos de los elementos que intervienen, es posible establecer relaciones de masa entre todas las sustancias que intervienen en la reacción, aplicando la ley de Lavoisier. Los cálculos que permiten establecer dichas relaciones se llaman cálculos estequiométricos.

Los pasos a seguir para llevar a cabo un cálculo estequiométrico son los siguientes:

1] Escribir la ecuación química de la reacción involucrada.

2] Igualar la ecuación química colocando coeficientes de forma tal que el número total de átomos de cada elemento de la izquierda (reactivos) sea igual al número total de átomos de cada elemento de la derecha (productos).

Para igualar una ecuación química existen varios métodos. Uno de ellos es el método algebraico que permite igualar ecuaciones de complicada resolución. Consiste en colocar letras en orden alfabético en el lugar de los coeficientes, escribiendo una columna con los elementos que intervienen en la reacción y al lado de cada uno de ellos se escribe la ecuación matemática que resulta de considerar su participación en la ecuación, tomando en cuenta la cantidad de veces que aparece y colocando un signo igual al pasar de reactivos a productos. Se obtiene así un sistema de ecuaciones que se resuelve asignando un valor arbitrario (por ejemplo 1) a una de las incógnitas.

Veamos un ejemplo:a Cu + b HNO3 --------> c Cu(NO3)2 + d NO2 + e H2O

Cu: a = c I Supongo a = 1 => c = 1H: b = 2 e II de II => e = b / 2N: b = 2 c + d III de III => b = 2 + d => d = b - 2O: 3 b = 6 c + 2 d + e IV de IV => 3 b = 6 + 2 d + e

Reemplazando II y III en IV => 3 b = 6 + 2 (b - 2) + b/2 => 3 b = 6 + 2 b - 4 + b/2 =>

=> 3 b – 2 b - b/2 = 6 - 4 => b/2 = 2 => b = 4=> de III => d = 4 - 2 => d = 2=> de II => e = 4/2 => e = 2

Reemplazando en la ecuación:

Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

Las ecuaciones químicas expresan las relaciones cuantitativas existentes entre las sustancias que intervienen en la reacción, y permiten calcular la cantidad de cualquiera de ellas en moles, masa o volumen a través de la ecuación de estado en las condiciones que correspondan.

En primer lugar definiremos algunos conceptos necesarios para la resolución de problemas y luego veremos un ejemplo de calculo.

* Pureza: generalmente los reactivos sólidos suelen presentar otras sustancias extrañas (impurezas) que no intervienen en la reacción química. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.00 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobre (80% de 60.00g) corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas inertes.* Reactivo limitante: se denomina así al reactivo que limita la reacción química por encontrarse estequiométricamente en menor proporción entre dos o más reactivos. A partir de éste deben calcularse todos los productos formados.

* Reactivo en exceso: es el reactivo que se encuentra estequiométricamente en mayor cantidad a la necesaria (determinada por el limitante) y por ende, presenta una masa en exceso. Dicha masa resulta de restar la cantidad de reactivo agregado y la cantidad necesaria.

* Rendimiento de la reacción: generalmente, las reacciones químicas no presentan una eficiencia del 100 % debido a condiciones inadecuadas de presión y temperatura o a perdidas de productos por arrastre en aquellas reacciones que involucran gases. El rendimiento se expresa como porcentaje con respecto a uno o todos los productos y se calcula haciendo el cociente entre la masa obtenida y la masa que debería obtenerse, multiplicado por 100:

R= ( masa obtenida / masa teórica ) x 100

PROBLEMAS RESUELTOS REACCIONES QUIMICAS

1) Se hacen reaccionar 50.00g de Cu (90% de pureza) con 400.00ml de una solución 6 M de ácido nítrico a 50ºC y 3 atmósferas, con un rendimiento del 95 % respecto de Cu(NO3)2. Calcular:

a] Reactivo limitante y reactivo en excesob] Masa de reactivo en exceso.c] Masa de nitrato(V) de cobre (II) obtenida.d] Volumen de dióxido de nitrógeno obtenido.e] Moles y moléculas de agua obtenidos.

1º]- Debe plantearse la ecuación química e igualarla según lo indicado anteriormente.

Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

2º]- Se coloca debajo de la ecuación, las relaciones estequiométricas de masa y moles obtenidas a partir de los pesos atómicos y moleculares tomando en cuenta los coeficientes de igualación. También se colocan las masas o moles dados por el problema:

Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2ORelac.esteq. 63.54g 252.00g 187.54g 92.00g 36.00g

1 mol 4 moles 1 mol 2 moles 2 moles

Datos e 50.00g 400 ml 95% masa? Vol.? moles? Incógnitas (90%) sc. 6M molec.?

Resolución:Resolución:

a] Reactivo limitante y reactivo en exceso:a] Reactivo limitante y reactivo en exceso:

masa de Cu agregada: 100% ----------> 50.00 g 90% -----------> x = 45.00 g de Cu puro45.00 g de Cu puro

moles deHNO3 agregados: 1000 ml -----------> 6 moles 400.00ml ---------> x = 2.4 moles de HNO2.4 moles de HNO33

masa de Cu que reacciona: Si 4 moles HNO3 3 ---------> 63.54 g Cu 2.4 " " --------> x = 38.12 g Cu38.12 g Cu (necesarios)(necesarios)

Se necesitan 38.12 g de Cu para reaccionar con los 400.00 ml de ácido, pero agregamos 45.00 g de Cu, por lo tanto el cobre esta en exceso y, en consecuencia, el HNO3 es el reactivo limitante.

b] Masa de reactivo en exceso:b] Masa de reactivo en exceso:

masa de Cu exceso = 45.00 g Cu - 38.12 g Cu = 6.88 g Cu exceso.6.88 g Cu exceso.

c] Masa de Cu(NOc] Masa de Cu(NO33))22 obtenida: obtenida:Si 4 moles HNO33 ---------> 187.54 g Cu(NO33)22

2.4 " " ---------> x= 112.52 g Cu(NO112.52 g Cu(NO33))22(sin considerar rendim.)(sin considerar rendim.)

Considerando el rendimiento del 95% se obtiene el 95% del valor calculado anteriormente, es decir:

100% ----------> 112.52 g Cu(NO33)22

95% -----------> x = 106.89 g Cu(NO106.89 g Cu(NO33))22

d] Volumen de NOd] Volumen de NO22 obtenido: obtenido:Si 4 moles de HNO33 -----------> 2 moles de NO22

2.4 " " " ----------> x = 1.2 moles de NO1.2 moles de NO22

De la ecuación General de Estado de Gases Ideales: (debemos trabajar con esta ecuación ya que el NO2 es un gas)

P . V = n . R . T => V = n . R . T / P =>

V = (1.2 mol x 0.082 l atm / mol K x 323.15 K ) / 3 atm = 10.60 litros10.60 litros.

e] Moles y moléculas de He] Moles y moléculas de H22O:O:

Si 4 moles de HNO33 -------------> 2 moles de H22O 2.4 " " " -------------> x = 1.2 moles de H1.2 moles de H22OO

Si 1 mol H22O -------------> 6.02 x 10 23 moléculas (NAA ) 1.2 " " ------------> X= 7.22 x 107.22 x 1023 moléculas de H moléculas de H22OO

Observación:Observación: en la resolución del problema, para calcular los productos se trabaja siempre con el reactivo limitante.

2) El dióxido de azufre reacciona con oxígeno gaseoso para formar trióxido de azufre, según la reacción:

a) ¿Cuántos gramos de trióxido de azufre podrán prepararse a partir de 23,5 g de dióxido de azufre?b) ¿Qué volumen de oxígeno medido en condiciones normales se necesita para que reaccione todo el dióxido de azufre?Datos: masas atómicas: S = 32; O = 16; R = 0,082 atm L K–1 mol–1.

Solución

La reacción ya ajustada queda:

a) Para calcular la masa de SO3 que puede obtenerse a partir de esa cantidad de dióxido de azufre, expresamos en moles el valor a que equivalen sus 23,5 g:

donde M es la masa molar del SO2 (64 g/mol), luego:

analizando la proporción estequiométrica entre el SO2 y el SO3 (que es de 2:2, es decir, 1:1), deducimos que el número de moles de SO3 también será de 0,37 mol.Para expresarlo en gramos, si recurrimos a la masa molar del SO3 (80 g/mol):

luego:

b) Para calcular el volumen de O2, de nuevo analizamos la relación estequiométrica entre el SO2 y el O2, que es 2 a 1. Por tanto:

y, al ser un gas, podemos aplicar la ecuación de los gases ideales:

pV =nRT

donde recordamos que las condiciones normales suponen una temperatura de 0 ºC (273 K) y una presión de 1 atm, luego:

1 atm · V = 0,185 mol · 0,082 atm L K–1 mol–1 · 273 K V = 4,14 L

3) En la reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídrico se producen dióxido de carbono, cloruro de calcio y agua.

a) Calcula la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato de calcio es del 92 %, que se necesita para obtener 2,50 kg de cloruro de calcio.

b) Qué volumen ocupará el dióxido de carbono medido a 25 ºC y a una presión de 770 mm de mercurio.

Datos: masas atómicas: H = 1; C = 12; Cl = 35,5; Ca = 40. R = 0,082 atm L/K mol.

Solución

La reacción a que se refiere el enunciado, ya ajustada, es:

a) Para poder relacionar estequiométricamente al CaCO3 con el CaCl2, debemos determinar a qué cantidad en moles equivalen esos 2,50 kg (2 500 g) de cloruro de calcio, cuya masa molar podemos calcular fácilmente (111 g/mol).

En la reacción ajustada, observamos que la relación entre el CaCO3 con el CaCl2 es de uno a uno. Es decir, precisaremos asimismo 22,52 mol de carbonato para obtener esos 2,5 kg de cloruro de calcio, que expresados en gramos:

m (g) = 22,52 mol · 100 g/mol = 2 252 g de CaCO3

Por último, como el reactivo de que disponemos es caliza de un 92 % de riqueza, precisaremos tomar una cantidad superior a los 2 252 g, para asegurarnos la presencia de esa cantidad de carbonato en la caliza:

b) Para determinar el volumen de CO2, observamos que también la proporción entre éste y el cloruro o el carbonato de calcio es de uno a uno. Por tanto, ya sabemos que se van a obtener asimismo 22,52 mol de CO2 en el proceso.

Basta expresar este dato en forma de volumen, para ello recurrimos a la ecuación de los gases ideales:

luego:

4) En la tostación de la pirita según la reacción (ajustada sólo en los reactivos):

2 FeS2 + 11/2 O2 ® SO2 + Fe2O3

Determina:

a) La cantidad de dióxido de azufre que se obtiene al tostar dos toneladas de pirita de un 90 % de riqueza, si el resto es ganga silícica.

b) El volumen de aire, medido a 298 K y a 1 atm de presión que se necesita para tostar dicha cantidad de mineral. El aire contiene el 21 % en volumen de oxígeno.

Datos: masas atómicas: S = 32; Fe = 56; O = 16. R = 0,082 atm L/K mol.

Solución

En primer lugar ajustamos completamente la reacción:

2 FeS2 + 11/2 O2 ® 4 SO2 + Fe2O3

a) Si disponemos de 2 toneladas de pirita (2 · 106 g) de un 90 % de riqueza (el resto no interesa, pues es otra sustancia) disponemos en realidad de:

Para poder entrar en las relaciones estequiométricas de la reacción, determinamos a cuántos moles de sulfuro de hierro equivale esta cantidad, sabiendo que la masa molar del FeS2 es de 120 g/mol:

Por tanto, entrando en la relación estequiométrica de la reacción, tendremos:

que es la cantidad que se obtiene de SO2. Como no se indica otra cosa, la expresaremos, por ejemplo, en gramos, teniendo en cuenta que la masa molar del SO2

es 64 g/mol:

luego:

m (g) = 1,92 · 106 g de SO2 = 1 920 kg de SO2

b) Para conocer el volumen de aire que se precisa, calculamos los moles de O2 que se habrán consumido, según la relación estequiométrica de la reacción:

por tanto, el volumen de oxígeno al que equivale esa cantidad será:

Como ese oxígeno procede del aire, que contiene un 21 % en volumen del gas, el volumen de aire que se precisa será mayor (tal que nos asegure la presencia de esa cantidad de oxígeno puro para la reacción):

5) Se tratan 6 g de aluminio con 50 cm3 de disolución acuosa de ácido sulfúrico 0,15 M. Sabiendo que la reacción que tiene lugar es:

H2SO4 + Al Al 2(SO4)3 + H2

Calcula:

a) El volumen de hidrógeno que se obtendrá a partir de la reacción, medido a 20 ºC y 745 mmHg.

b) El peso de sulfato de aluminio (III) que se obtendrá como resultado de la reacción.

Datos: masas atómicas: H = 1; S = 32; O = 16; Al = 27. R = 0,082 atm L/K mol.

Solución

a) La reacción ajustada sería:

3 H2SO4 + 2 Al Al2(SO4)3 + 3 H2

Para calcular el volumen de hidrógeno que se pide, debemos referir los datos a las proporciones estequiométricas de la reacción. Es decir, determinar los moles de cada reactivo que se consumen en el proceso, para determinar así cuál de ellos está en exceso, y cuál es el reactivo limitante (que se encuentra en menor cantidad y reaccionará completamente): Para el aluminio, al tratarse de un sólido:

Para el H2SO4, al tratarse de una disolución, recurrimos al concepto de molaridad (M):

Luego, sustituyendo los datos:

n (H2SO4) = 0,15 M · 0,05 L = 7,5 · 10–3 mol

Con ambos datos, podemos determinar que habrá un exceso de Al, pues la cantidad de H2SO4 es muy inferior (se trata del reactivo limitante), y por cada 3 moles de H2SO4

reaccionan 2 de Al. Por ello, al existir sólo 0,0075 moles de ácido, la cantidad de aluminio que puede reaccionar es:

es decir, solo reaccionaran 5 · 10–3 mol de Al de los 0,22 disponibles.

Para resolver, pues, el problema, bastará considerar como dato los moles de reactivo limitante (H2SO4), luego para determinar las cantidad de H2 producida, recurrimos de nuevo a las proporciones estequiométricas:

y para expresar el resultado en litros, bastará aplicar la ecuación de los gases ideales:

luego:

b) Procedemos de la misma manera para calcular la masa de sulfato de aluminio:

y para expresarlo en gramos:

m (g) = 2,5 · 10–3 mol de Al2(SO4)3 · 342 g/mol = 0,855 g de Al2(SO4)3

EQUILIBRIO QUÍMICO

La mayoría de las reacciones químicas no se producen en forma completa. Es decir, cuando los reactivos se mezclan en cantidades estequiométricas, no se transforman completamente en productos. Las reacciones que no se completan del todo y que pueden producirse en ambas direcciones se denominan reacciones reversibles. Una reacción reversible puede representarse de la siguiente forma:

donde las letras mayúsculas representan las fórmulas y las minúsculas los coeficientes estequiométricos.

La doble flecha indica que la reacción es reversible y que pueden producirse simultáneamente las reacciones directas (de izquierda a derecha) e inversa (de derecha a izquierda). Cuando A y B reaccionan para formar C y D con la misma velocidad con la que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema está en equilibrio. EL EQUILIBRIO QUÍMICO (gráfico 1) se logra cuando dos reacciones opuestas ocurren simultáneamente con la misma velocidad. Estos equilibrios son dinámicos ya que las moléculas individuales están reaccionando continuamente aunque la composición global de la mezcla de reacción no cambie. En un sistema en equilibrio, este se desplaza hacia la izquierda si hay mas C y D que A y B, y hacia la derecha cuando hay mas A y B que C y D.

Analicemos la reacción reversible entre el dióxido de azufre para formar trióxido de azufre a 1500 K. Todos los números que aparecen en el siguiente ejemplo han sido determinados experimentalmente.

Supongamos que 0,400 moles de y 0,200 moles de son colocados en un recipiente cerrado de un litro de capacidad. Cuando se alcanza el equilibrio (al tiempo te, según el gráfico 2) se han formado 0,056 moles de y quedan sin reaccionar 0,344 moles de y 0,172 moles de ; o lo que es lo mismo, han reaccionado 0,056 moles de y 0,028 moles de , formando 0,056 moles de .

En este experimento la reacción no es total. La situación se resume a continuación, empleando molaridades en vez de moles, dado que el experimento se realiza en un recipiente de un litro. La reacción neta viene representada por los cambios producidos en las concentraciones. Un signo positivo (+) representa un aumento y uno negativo (-) una disminución.

En otro experimento se introdujeron solo 0,400 moles de en un recipiente cerrado de un litro. En este caso contamos con el mismo número de átomos de azufre y oxígeno que en el experimento anterior. Cuando se alcanza el equilibrio (tiempo te, gráfico 3), hay 0,056 moles de SO3, 0172 moles de y 0,344 moles de , o sea las mismas cantidades (concentraciones) que en el caso anterior. La reacción neta viene representada por los cambios producidos en las concentraciones. Un signo positivo (+) representa un aumento y uno negativo (-) una disminución.

Establecimiento del equilibrio del sistema:

Establecimiento del equilibrio del sistema:

Los datos tabulados de ambos experimentos se resumen a continuación:

CONSTANTE DE EQUILIBRIO

Ley de acción de masas: la rapidez con la que un sistema reaccionante se descompone para dar productos se conoce como velocidad de reacción. Esto es proporcional a las masas activas que reaccionan.

Analicemos una reacción reversible que se produce mediante un mecanismo de una sola etapa.

La velocidad de la reacción directa es: mientras que la de la

reacción inversa es: En estas expresiones, kd y ki son respectivamente las constantes específicas de velocidad de las reacciones directa e inversa. Por definición, las dos velocidades son idénticas en el equilibrio.

Al reordenar la expresión y dividir ambos miembros entre se obtiene:

A cualquier temperatura, es una constante porque son constantes. A dicha relación se le conoce con el nombre de constante de equilibrio, o simplemente K, en donde el subíndice se refiere a las concentraciones. En esta reacción sería:

Los corchetes, [ ], de la constante de equilibrio indican concentraciones de equilibrio en moles por litro. Sea cual sea el mecanismo de la reacción, siempre se obtiene la misma expresión para la constante de equilibrio.

y la constante de equilibrio es:

La constante de equilibrio es el producto de las concentraciones de equilibrio (en moles por litro, molaridad) de los productos, elevada cada una de ellas a una potencia igual a sus coeficientes en la ecuación ajustada, dividida entre el producto de las concentraciones de los reactivos elevadas cada una de ellas a su coeficiente estequiométrico.Ejemplos:

Los valores numéricos de las concentraciones deben determinarse experimentalmente. Por ejemplo, consideremos el sistema del comienzo de este capítulo. Las concentraciones de equilibrio fueron las mismas en ambos experimentos, y pueden emplearse para calcular la constante de equilibrio. Sus valores, recordemos, son [ ] = 0,056 M,[ ] = 0,344 M, y [ ] = 0,172 M.

Reemplacemos estos valores en la expresión de la constante, se obtiene:

Valor menor que uno, indica poca formación de productos o desplazamiento hacia los reaccionantes.

El valor y unidades de dependen de la ecuación ajustada de la reacción. En general las unidades suelen omitirse. El valor de de cualquier ecuación varía únicamente con la temperatura.El valor de representa en que medida o extensión se produce una reacción. Un valor muy grande de indica que en el equilibrio, las sustancias químicas del lado izquierdo (reaccionantes) de la ecuación se han transformado en su mayor parte en las especies del lado derecho (productos). Si es mucho menor que 1, el equilibrio se logra cuando los reactivos permanecen casi sin reaccionar y solo se han formado cantidades muy pequeñas de productos.

Supongamos que la ecuación del problema anterior se escribe a la inversa:

La constante de equilibrio de la reacción inversa, es:

En este caso el valor es mayor que uno, lo que indica formación de productos o desplazamiento hacia los productos.

FACTORES QUE AFECTAN A LOS EQUILIBRIOS

Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema permanecerá así hasta que se produzca alguna perturbación que cambie las condiciones. Vamos a estudiar los distintos tipos de cambios que pueden ocurrir, teniendo en cuenta que el valor de la constante de equilibrio depende sólo de la temperatura. Emplearemos el principio de Le Chatelier: si se aplica un cambio de condiciones (o estímulo) a un sistema en equilibrio, este responderá en la forma que mejor se oponga a dicho estímulo, a fin de alcanzar de nuevo el equilibrio. Hay cuatro tipos de cambios que afectan al equilibrio: (1) cambios en la concentración, (2) cambios de presión (que pueden considerarse también como cambios de volúmenes), (3) cambios de temperatura y (4) los catalizadores. 1. CAMBIOS DE CONCENTRACIÓNSi se añade una cantidad adicional de cualquiera de los reactivos o productos, el estímulo se anulará y se desplazará el equilibrio en la dirección en que se consuma la especie añadida.2. CAMBIOS DE VOLUMEN Y PRESIÓNEn general, un aumento de la presión (disminución de volumen) desplazará el equilibrio en la dirección que produzca el menor número de moles gaseosos; una disminución de presión desplazará el equilibrio en la dirección opuesta. Si no hay cambios en el número de moles gaseosos de la reacción, la presión (volumen) no afecta para nada el equilibrio.3. CAMBIOS DE TEMPERATURAEl calor es un producto de la reacción. Si en una reacción exotérmica se aumenta la temperatura, a presión y volumen constantes, se aumentará la cantidad de calor del sistema. En consecuencia el equilibrio se desplazará hacia la izquierda y se consumirá el exceso de calor añadido. Si por el contrario, se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplazará a la derecha para regenerar el calor eliminado. Del mismo modo, en una reacción endotérmica (consume calor)

al aumentar la temperatura, a presión y volumen constante, se desplazará la reacción a la derecha; una disminución lo hará hacia la izquierda. En la práctica, los valores de las constantes de equilibrio cambian con la temperatura. 4. CATALIZADORESUn catalizador cambia la velocidad de una reacción, pero no desvía el equilibrio hacia los productos ni hacia los reactivos. Afecta igualmente a la energía de activación de la reacción directa y a la de la inversa y por ello, lo único que hace es que el equilibrio se alcanza con mayor rapidez.No todas las reacciones alcanzan el equilibrio. O bien son muy lentas, o bien se añaden o eliminan continuamente reactivos o productos. Este es el caso de los sistemas biológicos, sin embargo estas reacciones se llevan a cabo por la presencia de catalizadores biológicos, conocidos como enzimas. Por el contrario, algunos

sistemas, como las neutralizaciones ácido-básicas, alcanzan el equilibrio con gran rapidez.

PRESIONES PARCIALES Y CONSTANTE DE EQUILIBRIO

En el caso de los gases, es más conveniente medir presiones que concentraciones. Al despejar la presión en la ecuación del gas ideal se obtiene:

Por lo tanto, la presión de un gas es directamente proporcional a su concentración (n/V). En los equilibrios en que participan gases, la constante de equilibrio suele

expresarse en función de las presiones parciales en vez de hacerlo en función de las concentraciones ( ). Por ejemplo, para la reacción:

Kp se define como:

RELACIÓN ENTRE Kp y Kc

El término n/V es una concentración (moles por litro, Molaridad, [ ]). Si se cumple la ecuación de los gases ideales la concentración del gas será:

Al sustituir P/RT por n/V en la expresión de del equilibrio del amoniaco,

obtendremos la relación entre y .

donde es el número de moles de los productos gaseosos menos el número de moles de los reactivos en la ecuación balanceada, =

.En las reacciones en que existe el mismo número de moles de productos gaseosos

que de reactivos gaseosos en la ecuación balanceada, = 0 y por lo tanto = . Para el equilibrio del amoniaco

En algunas reacciones gaseosas, es mas apropiado escribir la constante de equilibrio en función de la presión total y las fracciones molares de los reactivos y productos. Consideremos el caso de la reacción:

En general, para reacciones gaseosas se tiene:

Resultado que es idéntico al encontrado previamente.

EJERCICIOS RESUELTOS EQUILIBRIO QUÍMICO

1) Calcular las constantes de equilibrio en función de la concentración y de la presión para la reacción entre hidrógeno y nitrógeno en equilibrio a la temperatura de 25 ºC, a concentraciones de nitrógeno 1,03 mol/litro, hidrógeno 1,62 mol/litro y de amoníaco 0,102 mol/litro.

Solución

2) En un recipiente inicialmente vacío, se introducen dos gases A y B a la presión parcial de 1 atm. y 100 ºC. Manteniendo la temperatura y la presión constantes, se produce la siguiente reacción:

A(g) + 2 B(g) <--> 2 C(g) + D(s)

Cuando se alcanza el equilibrio el grado de disociación es de 0.25. Calcular las constantes Kc y Kp así como las presiones parciales de A, B y C.

Por ser las presiones parciales iniciales de A y B iguales, quiere decir que el número de moles de A y B son los mismos, y que llamaremos n

A(g) + 2B(g) <--> 2C(g) + D(s)

n(ini) n n n(equi) n - 0.25n n - 0.50n 0.50n n(totales) = 1.75n con los que podemos calcular las fracciones molares de los tres gases en el equilibrio, y como P = 2 atm. también las presiones parciales

X(A) = 0.75n = 0.43 X(B) = X(C) = 0.50n = 0.285 1.75n 1.75n

P(A) = 2·0.43 = 0.86 atm. P(B) = P(C) = 2·0.285 = 0.57 atm. Aplicando la L.A.M. calculamos la constante de equilibrio:

Kp = P(C) 2 = (0.57) 2 = 1.2 P(A)·P(B) (0.86)·(0.57)2 Y por último: Kc = Kp ·(RT)-Dn = 1.2·(0.082·373) = 36.7 , en donde Dn = -1

3) Se ha encontrado que cuando la reacción: 3 NO2 + H2O <--> 2 HNO3 + NO llega al equilibrio a 300ºC contiene 0.60 moles de dióxido de nitrógeno, 0.40 moles de agua, 0.60 moles de ácido nítrico y 0.80 moles de óxido nítrico. Calcular cuántos moles de ácido nítrico deben añadirse al sistema para que la cantidad final de dióxido de nitrógeno sea de 0.90 moles. El volumen del recipiente es de 1.00L.

Con los moles existentes en el equilibrio podemos calcular la constante del mismo

3 NO2 + H2O <--> 2HNO3 + NO Eq(1) 0.60 0.40 0.60 0.80

Kc = (0.60) 2 ·(0.80) = 3.3 (0.60)3 ·(0.40)

Al añadir una cantidad de HNO3 , que llamamos A, la reacción se desplaza hacia la izquierda hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio, en el cual tendremos:

3 NO2 + H2O <--> 2HNO3 + NO Eq(2) 0.60 + 3x 0.40 + x 0.60 + A - 2x 0.80 -x sabiendo que 0.60m + 3x = 0.90 con lo que x = 0.10 moles Aplicando de nuevo la L.A.M. la única incógnita será A

3.3 = (0.40 + A) 2·(0.70) A = 0.91 moles de HNO3 se añadieron (0.90)3 · (0.50)

4) La formación del trióxido de azufre por oxidación del dióxido es un paso intermedio en la fabricación del ácido sulfúrico. La constante de equilibrio (Kp) de la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) <--> 2 SO3(g) es 0.13 a 830ºC. En un experimento se hacen reaccionar 2.00 moles de dióxido de

azufre con 2.00 moles de oxígeno. ¿Cúal debe ser la presión total de equilibrio para tener un rendimiento del 70% en trióxido de azufre?

Escribimos de nuevo la reacción con los moles en el equilibrio 2 SO2(g) + O2(g) <--> 2 SO3(g) n(inic.) 2.00 2.00 n(equi.) 2.00 - 2x 2.00 -x 2x n(totales) = 4.00 - x Por ser el redimiento del 70% entonces 2x = 1.4 luego x = 0.7 moles Calculamos las fracciones molares de cada gas en el equilibrio: X(SO2) = 0.6/3.3 = 0.18 X(O2) = 1.3/3.3 = 0.40 X(SO3) = 0.42 Y aplicamos la expresión de la constante para calcular la presión total en el equilibrio:

0.13 = (0.42) 2 · 1 de donde P = 105 atm. (0.18)2 ·(0.40) P

5) A 300ºC y una presión total de 629 atm. la reacción entre el cloruro de hidrógeno y el oxígeno para dar cloro y agua, alcanza el equilibrio cuando se ha completado en un 80%. ¿Cuál tendría que ser la presión para que la reacción alcanzara el equilibrio cuando se hubiese completado en un 50%?

La reacción que tiene lugar es la siguiente:

4 HCl(g) + O2(g) <--> 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) n(inic.) 4n n n(equi.) 4n - 4na n - na 2na 2na n(totales) = n(5 - a) sustituyendo a por 0.80 tenemos que X(HCl) = 0.80/4.20 = 0.19 X(O2) = 0.20/4.20 = 0.048 X(Cl2) = X(H2O) = 1.60/4.20 = 0.38 y como la presión total es 629 atm., podemos calcular la Kp

Kp = 1 · (0.38) 2· (0.38)2 = 0.53 629 (0.19)4 · (0.048) Calculamos de nuevo las fracciones molares para a = 0.50 X(HCl) = 2.0/4.50 = 0.44 X(O2) = 0.50/4.50 = 0.11 X(Cl2) = X(H2O) = 1.0/4.50 = 0.22 Conocida la constante, despejamos P de la expresión

Kp = 1 · (0.22) 2· (0.22)2 = 0.53 P = 1.1 atm P (0.44)4 · (0.11)

6) Un recipiente de 1.00L se llena con una mezcla en volumenes iguales de oxígeno y dióxido de nitrógeno a 27ºC y 673 mm Hg de presión parcial. Se calienta a 420ºC y una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0.0404 moles de oxígeno. Calcular la constante de equilibrio para el proceso 2NO(g) + O2(g) <--> 2 NO2(g) y la presión total de la mezcla.

Calculamos primero los moles iniciales de oxígeno, que son los mismos que de dióxido de nitrógeno, por la ecuación:

(673/760)·1,00 = n·0,0820·300 de donde n = 0,0360 moles Escribimos el equilibrio de la reacción: 2NO(g) + O2(g) <--> 2 NO2(g) n(ini.) 0.0360 0.0360 n(equi.) 2x 0.0360 + x 0.0360 - 2x Sabiendo que 0.0360 + x = 0.0404 entonces x = 4.4·10-3 n(totales) = 0.036 + 0.036 + 4.4·10-3 = 0.0764 moles para los cuales le corresponde una presión total de: P·1.0 = 0.0764·0.082·693 = 4.3 atm.

Para calcular la constante de equilibrio aplicamos la L.A.M. con las presiones parciales correspondientes de cada gas:

Kp = P(NO2) 2 = 4.3 2 ·(0,272/0,0764)2 = 4,1 P(NO)2·P(O2) 4.32 ·(8.8·10-3/0.0764)2·4.4·(0.0404/0.0764)

7) La constante Kp para la reacción entre el dióxido de carbono puro y el grafito, en exceso, caliente es 10. Calcular: a) ¿Cuál es la composición en volumen de los gases en equilibrio a 817ºC y una presión total de 6,1 atm? ¿cuál es la presión parcial del dióxido de carbono? y b) ¿Para qué presión se obtendrá un 10% en volumen de dióxido de carbono? CO2(g) + C(s) <--> 2 CO(g)

a) Escribimos los moles en el equilibrio

CO2(g) + C(s) <--> 2 CO(g) n(1 - a) 2na n(totales) = n(1 + a) Calculamos a en el equilibrio mediante la expresión de la constante

Kp = P(CO) 2 = 6.1 2 ·(2na/n(1+a))2 ; de donde a = 0.54 P(CO2) 6.1·(n(1- a)/n(1 + a))

Con lo que X(CO) = 2 · 0.54 = 0.70 1.54 la composición en el equilibrio es 70% en volumen de CO y 30% de CO2 y la presión parcial del CO2 es: P(CO2) = 6.1·0.46 = 1.82 atm. 1.54

b) Si hay un 10% en volumen de dióxido de carbono quiere decir que X(CO2) = 0.10 y X(CO) = 0.90. Aplicamos de nuevo la ecuación de la constante de equilibrio de la que despejamos P: P = (0.10·10)/(0.90)2 = 1.2 atm.

8) En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico, NH4CO2NH2

sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante Kp para el equilibrio NH4CO2NH2(s) <--> 2 NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura vale 2,3·10-4 . Calcular Kc y las presiones parciales en el equilibrio.

Escribimos de nuevo el equilibrio con los moles presentes: NH4CO2NH2(s) <--> 2 NH3(g) + CO2(g) n - x 2x x Este es un equilibrio heterogéneo y en la expresión de la constante solo intervienen los dos gases amoniaco y dióxido de carbono, pero además la presión de amoniaco es dos veces la del dióxido, luego Kp = 2.3·10-4 = (PNH3 )2 · PCO2 = 4·(PCO2 )3 siendo PCO2 = 0.039 atm. y PNH3 = 0.078 atm. Y por último calculamos Kc = K p = 2.3·10 -4 = 1.57·10-8 (RT)Dn (0.082·298)3