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TEMA 3: ESTEQUIOMETRÍA Y ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. REACCIONES QUÍMICAS

Son transformaciones que sufren las sustancias mediante rotura de enlaces y formación de

otros nuevos. De este modo, las sustancias presentes inicialmente (reactivos) se convierten en

otras nuevas (productos).

Debido a la rotura y formación de enlaces, en las reacciones químicas se produce siempre un

intercambio energético.

1.1. Teoría de las reacciones químicas

Existen dos teorías que intentan explicar la rotura y formación de enlaces que se produce

en toda reacción química.

Teoría de las colisiones

Para que se produzca una reacción química es necesario que las moléculas

choquen entre sí, y que además este choque sea eficaz. En otras palabras, las

moléculas reaccionantes deben tener energía suficiente y chocar con la

orientación adecuada.

Teoría del estado de transición

De acuerdo con esta teoría, la reacción transcurre mediante un paso previo de

formación de un complejo molecular, en el que se empiezan a romper los enlaces

de los reactivos y simultáneamente comienza la formación de los enlaces de los

productos. A este estado se le llama estado de transición, y al agregado molecular

complejo activado.

La diferencia de energía entre el estado activado y las moléculas reaccionantes

recibe el nombre de energía de activación, y no es más que la energía necesaria

para que se forme el complejo activado.

1.2. Ecuaciones químicas

Una ecuación química es la representación de los reactivos y productos con sus

respectivos coeficientes estequiométricos.

Consta de dos miembros: en el primero se sitúan los reactivos, y en el segundo los

productos.

¿Qué se necesita para escribir correctamente la ecuación de una reacción química?

Conocer los reactivos y los productos.

Saber las fórmulas de los reactivos y de los productos.

Poner el mismo número de átomos de cada elemento químico presente en los dos

miembros de la ecuación química; es decir, realizar el ajuste estequiométrico).

Conocer la energía asociada a la reacción.

1.3. Coeficientes estequiométricos

Si el proceso químico se realiza en un recipiente cerrado, debe cumplirse la ley de Lavoisier

de conservación de la masa, según la cual el número de átomos de cada elemento,

después de que éstos se reorganicen, debe permanecer constante. Para conseguirlo se

utilizan los coeficientes estequiométricos, unos números que se ponen delante de cada

uno de los elementos o compuestos que intervienen en la reacción.

2. FACTORES DE CONVERSIÓN

Son relaciones en forma de fracción que se obtienen de la información suministrada por la

ecuación química. Por ejemplo:

Es indispensable que el factor de corrección esté correctamente expresado. Para ello se debe

incluir, tanto en el numerador como en el denominador, la sustancia de que se trate junto con

sus unidades.

2.1. Uso de los factores de conversión

Sea la ecuación química

→

¿Cuándos litros de dióxido de carbono, medidos en condiciones normales, se obtendrán a

partir de 1 kg de pentano?

3. CÁLCULOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

En primer lugar, veremos los tres tipos de cálculos mediante ejemplos

3.1. Cálculos masa-masa

El sodio, metal alcalino de masa atómica 23 u, reacciona espontáneamente con el oxígeno

del aire produciendo óxido de sodio.

a) Escribe la ecuación que representa la reacción. Explica los enlaces que se rompen y los

que se forman.

b) Calcula los gramos de óxido de sodio que se obtienen a partir de 10 g de sodio.

Solución:

a) → . Se rompen los enlaces de cuatro moles de Na (sólido) y un

mol de enlaces O=O. Se forma un mol de óxido de sodio (sólido) de naturaleza

iónica.

b) Mediante factores de conversión:

3.2. Cálculos masa-volumen

Suelen realizarse cuando en una reacción participan gases.

Se descomponen por el calor 30 kg de mármol (carbonato de calcio) en óxido de calcio y

monóxido de carbono. ¿Qué volumen ocupará el dióxido de carbono obtenido, medido a

200 oC y 1 atm de presión?

→

Mediante factores de conversión:

3.3. Cálculos volumen-volumen

En la reacción de combustión del metano:

→

a) ¿Qué volumen de oxígeno necesitaremos para quemar completamente 150 L de

metano medidos en c. n.?

b) ¿Cuántos litros de dióxido de carbono obtendremos en el proceso anterior?

c) ¿Cuántos litros de aire non harían falta, sabiendo que la composición volumétrica

aproximada del aire es del 20 % de oxígeno y 80 % de nitrógeno?

Solución:

a) Los moles de metano quemados son:

Ahora empleamos factores de conversión:

Que corresponden a un volumen:

b) De nuevo mediante factores de conversión:

c) En este caso hacemos

3.4. Rendimiento

Un proceso químico ajustado estequiométricamente describe lo que sucede en una

reacción de forma teórica. En la práctica, las cantidades de productos obtenidas son

menores que las previstas en teoría. Por esta razón se introduce el concepto de

rendimiento, que se calcula siempre de forma experimental como la relación entre la

cantidad obtenida y la prevista teóricamente, expresada en forma de porcentaje:

3.5. Riqueza

Dado que muchas sustancias contienen impurezas, es importante hacer una apreciación

sobre la composición de tales sustancias; es lo que se conoce como riqueza o pureza. Suele

expresarse también como tanto por ciento, y se define como la cantidad de sustancia pura

que hay en una muestra.

3.6. Reactivo limitante

Al llevar a cabo una reacción química, es frecuente que no se añadan todos los reactivos en

cantidades estequiométricas. Por eso, suele ocurrir que un reactivo se consuma por

completo cuando aún quedan cantidades apreciables de otro u otros sin reaccionar. Por

tanto, cuando se acaba un reactivo la reacción se detiene, por mucha cantidad que

tengamos del resto. El reactivo que se consume primero se llama reactivo limitante, y el

resto reactivos excedentes.

4. LAS DISOLUCIONES EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Normalmente, las reacciones químicas se realizan entre compuestos en estado de disolución,

ya que esto tiene algunas ventajas significativas:

Las sustancias en disolución tienen sus partículas componentes (iones, moléculas) más

separadas, lo que implica que la reacción se producirá a mayor velocidad, y que el

contacto entre reactivos será más profundo y no se producirá sólo en la superficie.

Podemos usar la cantidad de reactivo que queramos, por pequeña que esta sea. En

realidad, podemos emplear hasta partes por millón (ppm), es decir, 1 mg por cada kg

(cantidades que sería imposible pesar en estado sólido con las balanzas actuales). Para

ello, basta con diluir la disolución tanto como queramos.

4.1. Formas de expresar la concentración

Una disolución es una mezcla homogénea entre un soluto, que generalmente será sólido

aunque también puede ser líquido o gas, y un disolvente que por lo general será líquido, y

la mayoría de las veces agua. A la proporción entre la cantidad de soluto y la cantidad de

disolución en la que está contenido se le llama concentración, y se puede expresar en

tanto por ciento en masa, gramos por litro, molaridad, normalidad, molalidad, fracción

molar y ppm.

Seguramente las dos formas más importantes sean la molaridad y la normalidad, pues los

cálculos que se realizan en las reacciones químicas suelen hacerse con el número de moles

o con el número de equivalentes.

Molaridad, M: se define como el cociente entre el número de moles de soluto y el

número de litros de disolución:

( )

Una disolución que contenga 2 moles de soluto por litro de disolución se dice 2

molar (2 M).

Normalidad, N: Se define como el cociente entre el número de equivalentes de

soluto y el número de litros de disolución.

( )

⁄

( )

La masa equivalente del soluto se calcula como el cociente entre su masa

molecular y su valencia. Por ejemplo, la masa equivalente del ácido sulfúrico,

H2SO4, es la mitad de su masa molar, pues la valencia del ión sultato, , es -2.

De este modo, la relación entre molaridad y normalidad queda:

Donde a es la valencia.

Otras formas de expresar la concentración:

Fracción molar de soluto, : es el cociente entre el número de

moles de soluto y el número de moles totales de la disolución:

Molalidad, m: es el número de moles de soluto por kilogramo de

disolvente:

4.2. Reacciones de neutralización

Se dan entre ácidos y bases. En ellas, cada ión H+ es neutralizado por un ión OH

- para

formar una molécula de agua.

→

En la reacción de neutralización se cumple que:

Ejemplo:

Cuando 500 g de mármol (CaCO3) de 85 % de riqueza reaccionan con ácido clorhídrico (HCl)

1 M se forman un gas (CO2), y cloruro cálcico (CaCl2) y agua. Calcula:

a) Los gramos de sal formados.

b) El volumen de gas obtenido si las condiciones del laboratorio son 20 o C y 700 mm Hg.

c) El volumen de disolución de ácido que hemos tenido que utilizar.

Solución:

a) En primer lugar ajustamos la ecuación. Para ello asignamos un coeficiente desconocido

a cada sustancia.

→

Como el número de átomos de cada tipo es el mismo en reactivos y productos, deben

cumplirse las siguientes igualdades:

Para el Ca: a = d.

Para el C: a = c.

Para el O: 3a = 2c + e.

Para el H: b = 2e.

Para el Cl: b = 2d.

Asignamos el valor 1 a uno de los coeficientes, y a partir de él calculamos el resto.

Por ejemplo, si hacemos a = 1, obtenemos:

a = 1; d = 1; c = 1; e = 1; b = 2.

De modo que la ecuación ajustada es:

→

Tenemos una cantidad de carbonato de calcio igual al 85 % de 500 g, esto es 425 g.

Usando factores de conversión:

b) Procediendo de igual modo para el dióxido de carbono es fácil comprobar que se

obtienen 187 g de CO2, que corresponden a 4,25 moles.

Usando la ecuación de los gases ideales:

⁄

c) Tenemos:

Como cada litro de disolución contiene un mol de HCl, necesitaremos 8,5 L de

disolución de HCl 1 M.

5. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

5.1. En función de la partícula intercambiada

Transferencia de protones: reacciones ácido-base.

Transferencia de electrones: reacciones re-dox (oxidación-reducción).

Transferencia de iones: reacciones de precipitación.

5.2. Desde el punto de vista energético

Reacciones que desprenden energía: exotérmicas.

Reacciones que absorben energía: endotérmicas.

5.3. Desde el punto de vista estructural

Reacciones de síntesis o combinación. →

→

Reacciones de descomposición. →

→

Reacciones de sustitución. →

→

Estas reacciones de sustitución pueden, a su vez, subdividirse en reacciones de

neutralización, de combustión o de oxidación-reducción. Se utilizan mucho en

química analítica para hacer análisis rápidos, como el test de alcoholemia (que se

basa en una reacción de oxidación-reducción).

6. ENERGÍA DE UN PROCESO QUÍMICO

En la mayoría de las ocasiones, cuando se produce una reacción química el entorno de la

reacción se calienta. Pero hay otras ocasiones, aunque menos comunes, en las que el entorno

se enfría.

La ruptura y formación de enlaces lleva asociada una determinada variación en la cantidad de

energía almacenada en ellos. Puede llegarse a un estado de menor contenido energético, si los

productos son más estables que los reactivos, o a un estado de mayor contenido energético si

los productos son más inestables que los reactivos. De este modo, si definimos la energía de un

proceso químico como la energía intercambiada en dicho proceso, a veces es necesario aportar

energía exterior para que el proceso se lleve a cabo, mientras que en otras ocasiones es el

propio proceso químico el encargado de liberar energía.

De este modo, es posible clasificar las reacciones químicas en:

Reacciones exotérmicas: son aquellas que desprenden calor por sí mismas.

Reacciones endotérmicas: necesitan de un aporte exterior de energía para poder

llevarse a cabo.

En todo caso, la inmensa mayoría de las reacciones químicas necesitan un aporte inicial de

energía, aunque luego transcurran por sí solas y con liberación de energía. Por ejemplo, un

papel que arde desprende energía, pero la combustión no se inicia si no acercamos una cerilla.

Una vez rotos los primeros enlaces (para lo cual es necesario el aporte inicial de energía), la

energía desprendida al formarse los nuevos enlaces permite a la reacción mantenerse por sí

sola.

Es fácil entonces deducir que la ruptura de enlaces siempre requiere un aporte energético,

mientras que la formación de enlaces comporta desprendimiento de energía.

En la figura inferior se representan las variaciones energéticas para las reacciones exotérmicas y

endotérmicas. La energía necesaria para que se inicie la reacción se denomina energía de

activación.

Por otra parte, resulta obvio que si un proceso es exotérmico en un sentido, será exotérmico

cuando transcurre en sentido contrario. En el siguiente ejemplo, el primer proceso es

exotérmico, y el segundo endotérmico.

( ) ( ) → ( )

( ) → ( ) ( )

6.1. Ecuaciones termoquímicas

Las dos últimas ecuaciones son ejemplos de ecuaciones termoquímicas. Las novedades

que presentan respecto a las vistas hasta ahora son:

Aparece entre paréntesis el estado de agregación de los compuestos que

intervienen en la reacción química.

Además de los factores estequiométricos, aparece un término añadido: el calor

intercambiado en el proceso, que aparece como un término más de la ecuación.

Por tanto, la información dada por las ecuaciones termoquímicas es mayor que la

de las anteriores, en las que sólo aparecían los factores estequiométricos.

Otros ejemplos de ecuaciones termoquímicas

( ) ⁄ ( ) → ( )

( ) ( ) → ( ) ( )