reacciones y ecuaciones quimicas
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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.
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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
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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.
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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:
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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
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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
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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:
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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:
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¿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.
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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