Tema 10- La Reaccion Quimica

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TEMA 10. LA REACCIÓN QUÍMICA 1.

LA REACCIÓN QUÍMICA

En la naturaleza se dan dos tipos de transformaciones, las físicas y las químicas, según las sustancias que intervienen en ellos permanecen inalteradas o se transforman en otras. Una misma sustancia puede experimentar los dos tipos de transformaciones. Las transformaciones químicas también se llaman reacciones químicas: Una reacción química es un proceso donde las sustancias iniciales se transforman en otras finales, diferentes a las de partida. Los reactivos, son las sustancias iniciales, los que inician la reacción química. Mientras que los productos, son las sustancias finales, lo que se obtiene en la reacción. Para que los reactivos se transformen en productos se han de romper los enlaces que unen los átomos. Después, estos átomos se reagrupan de manera diferente para formar nuevos enlaces y originar los productos. H-Cl

+ Na- OH

ác. clorhídrico + hidróxido sódico

→

H-OH + Na-Cl

→

agua

+ cloruro sódico

La representación abreviada y escrita de una reacción química se denomina ecuación química: - Tiene dos miembros, los reactivos y los productos, separados por una flecha que indica el sentido de la transformación. - Si hay más de un reactivo o productos, éstos se separan mediante el signo +. - Conviene escribir siempre el estado físico de las sustancias que intervienen en la reacción mediante los siguientes símbolos que se colocan detrás de cada fórmula: (s) sólido; (l) líquido; (g) gas y (aq) en disolución acuosa. - Al final, se debe ajustar la ecuación química, es decir, delante de cada sustancia que participa se colocará el coeficiente estequiométrico (proporción en que intervienen cada sustancia) correspondiente, de manera que haya el mismo nº de átomos de cada elemento en los dos miembros de la ecuación.

Ejemplo 1:

H-Cl (aq)

+ Na- OH (aq)

→

H-OH (aq) + Na-Cl

(aq)

La reacción se lee: el ácido clorhídrico reacciona con el hidróxido sódico para dar agua y cloruro sódico, todos ellos en disolución acuosa. Se dice que 1 mol de H-Cl + 1 mol de Na- OH

→1 mol de H-OH + 1 mol de Na-Cl, ya que

todas las sustancias tienen coeficiente estequiométrico 1.

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Ejemplo 2: 2H2O(l) → 2H2 (g) + O2 (g) en este caso, los coeficientes del agua, el hidrógeno y el oxígeno son respectivamente, 2, 2 y 1. De tal manera que 2 moles de agua se descomponen para dar 2 moles de hidrógeno y 1 mol de oxígeno. ¿Cómo se ajusta una reacción? H2O(l) →

H2 (g) + O2 (g)

Determinamos el nº de átomos en los dos miembros , de cada elemento

Reactivos

Productos

2Hy1O

2H y 2 O

Elegimos un elemento

O

y le asignamos un coeficiente para ajustar los dos miembros.

2H2O para que haya 2 átomos en los dos miembros. 2H2O→H2 + O2

Elegimos otro elemento

H

Determinamos el nº de átomos en los dos miembros , de cada elemento

4 H y 2O

y le asignamos un coeficiente para ajustar los

2H y 2O

2H2 para que haya 4 átomos de H en productos.

dos miembros.

2H2O→2H2 + O2

O: dos átomos O2 Verificamos que el nº de átomos se mantiene en O: dos átomos 2H2O los dos miembros. H: cuatro átomos en 2H2O H: cuatro átomos en 2H2 El significado práctico de una reacción es: Ecuación ajustada Nº de moles Masa

(1)

Nº moléculas Volumen en c.n.(2)

→

2H2O(l) 2

-

+

2

2 x 18 g = 36 g 2 x NA = 12,046.10

2H2 (g)

1

2x2g=4g 23

2 x NA = 12,046.10

O2 (g) 1 x 32 g = 32 g

23

2 x 22,4 L = 44,8 L

NA = 6,023.1023 22,4 L

(1)

Recordemos que la masa de un mol es la masa molar, equivalente a la masa molecular expresada en gramos. Ar(H)= 1 u. Ar(O)=16 u. Mr(H2O) = 2x(1)+(16)= 18 u. Mr(H2)= 2x(1)= 2 u. Mr(O2)= 2x(16)= 32 u. (2) Ya vimos en un tema anterior, que sólo para gases.

Comprobamos que en la reacción se conserva la masa de reactivos y productos: 36g de agua se descomponen para dar 4 g de hidrógeno más 32 g de oxígeno (4+32 =36 g). Este hecho lo comprobó el químico francés Antonie L. Lavoisier (1743-1794), y hoy en día se conoce como ley de conservación de la masa: En todas las reacciones químicas, la masa total de los reactivos, es igual a la masa total de los productos.

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2.

EJERCICIOS Y PROBLEMAS DE REACCIONES QUÍMICAS 1. Ajusta las siguientes reacciones químicas: a) Zn (s) + HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) b) HCl (aq) + Mg (OH)2 (s) → MgCl2 (aq) + H2O (l) c) C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) d) N2O5 (g) + H2O (l) → HNO3 (aq) e) CO (g) + O2 (g) → CO2 (g) f) Al (s) + H2SO4 (aq) → Al2(SO4)3 (aq) + H2 (g) 2. Cuando el aluminio sólido, Al, y el yodo gaseoso, I2, reaccionan, se produce triyoduro de aluminio sólido, AlI3,. Calcula la masa de yodo que reaccionará completamente con 7,0 g de aluminio. Sol: 98,7 g

3. El ácido clorhídrico, HCl, reacciona con el carbonato de calcio, CaCO3, y produce cloruro de calcio, CaCl2, dióxido de carbono, CO2, y vapor de agua, H2O (g). Calcula la masa de carbonato de calcio necesaria para obtener 18,0 g de cloruro de calcio. Sol: 16,2 g

4. Cuando el zinc metálico, Zn, es atacado por el ácido clorhídrico, HCl, se produce una disolución de cloruro de zinc, ZnCl2, y se desprende hidrógeno gas, H2. Calcula el volumen de este gas, medido en c.n., que se obtiene si hacemos reaccionar 20,0 g de Zn. Sol: 6,9L

5. El gas propano, C3H8, se quema en presencia de oxígeno del aire, O2, y produce dióxido de carbono, CO2, y vapor de agua, H2O. Si queremos obtener 180,3 L de dióxido de carbono, medidos en c.n., cuantos gramos de propano deberemos quemar? Sol: 118,1 g

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3.

RIQUEZA

Imaginemos que tenemos 100 g de carbón con impurezas, si decimos que ese carbón tiene una riqueza del 70%, significa que tiene: 100 x (70/100) =70 g de carbón puro. 100 g _____________________________ x g _____________________________

100% 70%

Análogamente, si tuviéramos 90 g de carbón impuro: 90 x (70/100) = 63 g de carbón puro. 90 g ______________________________ 100% x g _____________________________ 70% Imaginemos que sabemos que en una reacción química, reaccionan 140 g de carbón puro. ¿De cuantos gramos de carbón al 70% tendríamos que disponer? x g _______________________________ 100% 140 g ___________________________ 70% 140 g x (100/70) = 200 g 4.

REACTIVO LIMITANTE Cuando se da una reacción los reactivos no suelen encontrarse en cantidades estequiométricas (cantidades exactas). En este caso el reactivo que se consuma primero se llama REACTIVO LIMITANTE, en este instante la reacción se para. Ejemplo: ¿qué masa de CO2 se formaría en la reacción de 14 g de CH4 con 48 g de O2? 1º) Determinamos las cantidades estequiométricas. CH4 CO2 + + 2H2O → 2O2 PM=16 g

PM= 2 x 32 g = 64 g

2º) Calculamos los gramos de O2 que se necesitan para reaccionar con 16 g de CH4 16 g de CH4 ______________________ 64 g de O2 14 g de CH4 ______________________ x g de O2 = (14*64)/16 = 56 g Si estequiométricamente necesitamos 64 g de y sólo tenemos 56 g, el reactivo limitante es el O2. De esta manera, las cantidades de producto ya no serán las estequiométricas, tendremos que recalcularlas:

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CH4 + Teórico Real

PM=16 g

2O2

→

CO2 +

2 x PM= 2 x 32 g = 64 g

PM= 44 g

56 g

40.25 g

2 H2O 2 x PM= 2 x 18 g = 36 g 31.5 g

Cálculo g de CO2 64 g de O2 _________________________ reaccionan con 44 g de CO2 56 g de O2 ________________________ x = (56*44)/64 = 38,5 g de CO2 5.

RENDIMIENTO DE UN REACCION

En la naturaleza las reacciones no suelen producirse al 100%. El rendimiento de la reacción en tanto por cien es: R= (redimiendo real de producto)/ (rendimiento teórico si la reacción se produjera al 100%)*100 Así pues, imaginemos que la reacción 2H2O (l) → H2 (g) +O2 (g) se produce al 80%. Significará que 2 moles de agua producirán____________________ (2 x 0,8) moles de hidrógeno _____________ y (0,8) moles de oxígeno.

Ejemplo: ¿Cuál es el rendimiento de la reacción del ejemplo anterior? Elegimos un producto, por ejemplo el CO2, si teóricamente teníamos que obtener 46 g y realmente obtenemos 40.25 g es porque el redimiendo es: R = (40,25 / 46) *100 = 87,5 % Lo mismo resultaría si hubiéramos elegido el H2O: R = (31,5 / 36) *100 = 87,5 % 6.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS 6.1.-REACCIÓN DE COMBUSTIÓN

La combustión es una reacción química exotérmica en la que un elemento combustible se combina con otro comburente (generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso), desprendiendo calor y produciendo un óxido. La fórmula de la combustión completa es:

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6.2.-REACCIÓN ÁCIDO-BASE Una reacción de ácido-base es una reacción entre un ácido y una base. Según la TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY: ÁCIDO: Sustancia capaz de CEDER protones. →

AcH + H2O

Ac- (aq) + H3O+ Nace el concepto de pares ácido/base conjugados

BASE: Sustancia capaz de CAPTAR protones. NH3 + H2O →

AH / ABH+ / B

NH4+ (aq) + OH-

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA Todas las reacciones tienen una constante de equilibrio, Kc, que equivale a la relación entre la concentración de productos y la de reactivos. Kc nos indica el grado en el que se produce la reacción. El agua se encuentra realmente se encuentra en equilibrio con los aniones hidróxido y los cationes hidrógeno, de la siguiente manera: HO-

→

H2O

+

H+

Se dice pues, que le agua está autoionizada. Y su constante de equilibrio, es:

[OH ]⋅ [H ] −

Kc =

+

[H 2 O]

Teniendo en cuenta que la concentración del agua pura a 25ºC es constante, podemos escribir:

[

][ ]

Kc. [H 2 O ] = Kw = OH − ⋅ H + Su valor a 20ºC es Kw = 10 -14

La acidez de una disolución está determinada por la concentración de iones hidrógenos [H+] que hay en ella. Si decimos que el agua pura es neutra será porque: [`H+] = [`OH-] = x Por tanto, 10 -14 = x 2 → x = 10 -7 = [H+]= [`OH-] Establecemos así una escala de acidez, donde las disoluciones con: [H+] < 10 -7 +

[H ] = 10 +

[H ] >10

-7

-7

→

ÁCIDAS

→

NEUTRAS

→

BÁSICAS

7

Por variedad y los valores numéricos tan pequeños de concentraciones [H+] que se suelen manejar en el laboratorio (ej: [H+] = 10 –9 M), hacen la necesidad de expresar estas concentraciones de forma más sencilla, de manera que nos evitase las engorrosas potencias negativas. Por esta causa, el danés Söresen introdujo en 1909 el concepto de pH que se define como el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de iones hidrógeno: pH = - log[H+]

[H+] = 10 -pH

6.3.-PRECIPITACIÓN Una reacción de precipitación ocurre el producto de una reacción química en una disolución, es una sustancia insoluble (el precipitado). BaCl Ba2+ (aq) + SO42- (aq) → BaSO4 (s) Los iones de potasio y cloruro quedan como estaban, es decir, hacen de iones espectadores, sin intervenir en la reacción.

K2SO4

BaSO4

Pero realmente existe un equilibrio entre la sal sólida sin disolver y sus iones en disolución. Así por ejemplo en la reacción anterior podemos escribir: BaSO4 (s) Ba2+ (aq) + SO42- (aq) Todo equilibrio tiene una constante de equilibrio, Kc= [Ba2+] [SO42-] / [BaSO4] Teniendo en cuenta que la concentración del sólido, BaSO4, es prácticamente constante; Ks = [BaSO4] . Kc= [Ba2+] [SO42-] en el caso particular de las reacciones de precipitación, la constante de equilibrio se denomina, constante de solubilidad, Ks. Ks = [Ba2+] [SO42-] No se formará precipitado si:

[Ba2+] [SO42-]< Ks

Se formará precipitado si:

[Ba2+] [SO42-] > Ks

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6.4.-REDOX Las reacciones redox, como bien indica su nombre, son reacciones de reducciónoxidación. Oxidación: En la oxidación una sustancia pierde electrones. La sustancia que se oxida se llama reductor. Reducción: En la oxidación una sustancia gana electrones. La sustancia que se reduce se llama oxidante. En la reacción no se puede dar una oxidación si no hay una reducción, y viceversa, es decir, los dos procesos van vinculados; Semireacción de oxidación:

RED1

Semireacción de reducción:

OX2

Reacción redox:

→ + nºe- →

RED1 + OX2 →

OX1 + nºeRED2 OX1

+ RED2

Cuando las sustancias son iónicas es fácil saber los electrones en juego porque se ceden completamente, pero cuando son compuestos covalentes donde es parcial, ¿cómo sabemos los electrones intercambiados? Surge el concepto de nº de oxidación (nox) o estado de oxidación, teóricamente se define como el estado electrónico de capa de valencia de un átomo en un compuesto 1- Determinación del nox. 1- Los elementos (Cu, Ag, H2, O2,…)en estado libre tienen nox cero. 2- En los iones monoatómicos el nox coincide con la carga iónica. (Li+, nox = 1+). 3- La suma de los nox de los átomos de un compuesto es cero. (NaCl) +1 +(-1 )= 0 4- El H en ácidos, y haluros nox 1+, mientras que en hidruros nox 1-. 5- El O nox -2, en general, menos en peróxidos nox1-. 6- Los metales alcalinos, siempre 1+. 7- Los alcalinotérreos siempre 2+. 8- Los halógenos, en los haluros, 1-, en general. Apliquemos lo anterior a la molécula de ácido sulfúrico, H2SO4. Por lo dicho, sabemos que el nox del H será 1+, y el del O será 2-. Tenemos que deducir el del azufre, al que llamaremos x. Aplicando la premisa 3: 2(1+) + x + 4(2- ) = 0 ⇒ x= 6. 2- Ajuste de reacciones redox El ajuste de las reacciones redox se fundamenta en el principio de conservación de la carga eléctrica: los electrones que pierde el reductor tienen que ser los mismos

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que adquiere el oxidante. Hay dos métodos de ajuste: el del número de oxidación, y el del ion-electrón. En este caso, sólo nos interesaremos por el segundo método. Método del número de oxidación

Método del ion-electrón

1. Se escriben todas las especies de la reacción. 2. Se escriben todos los nox. 3. Determinamos el oxidante y el reductor. 4.. Igualar las cargas multiplicando las semireacciones pertinentes por un nº entero 5. Se añaden las moléculas que faltan, generalmente H2O.

1. Se escriben las semireacciones de las especies afectadas. 2. Ajuste de los átomos según el medio: * Medio ácido; donde falten O se añade H2O, y al otro lado se añaden los H+ que sean necesarios. * Medio Básico; donde falten O se añade OH-, y al otro lado se añade H2O. 3. Ajuste eléctrico, se suman las semireacciones y se eliminan si es necesario las moléculas comunes en los dos términos. 4. Se completan las especies.

Ejemplo del método ion-electrón en medio ácido. Imaginemos que el Zn metálico, reacciona con el nitrato potásico, para dar Zn 2+ y amonio, en un medio de ácido sulfúrico. 0

5+

2+

3+

Zn + NO3- → Zn 2+ + NH4+

Semireacción de oxidación:

Zn → Zn 2+ + 2e-

Semiracción de reducción:

10H+ + NO3- + 2e- → NH4+ + 3H2O Zn + 10H+ + NO3- + → Zn 2+ + NH4+ + 3H2O

2Zn + 10H2SO4 + 2KNO3 + → Zn SO4 + (NH4)2SO4 + 6H2O + K2SO4 Ejemplo del método ion-electrón en medio básico. Imaginemos que el hidróxido de cromo, reacciona con el agua oxigenada, para dar cromato y agua, en un medio de básico (NaOH). 3+

1-

6+

Cr(OH)3 + H2O2 → CrO4

22-

+ H2O

Semireacción de oxidación:

(5OH- +Cr(OH)3 → CrO4 2- + 3e- + 4H2O) x 2

Semiracción de reducción:

(2H2O + H2O2+ 2e- → H2O + 2OH-) x 3

1e- por cada Oxígeno H2O2

2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 10OH- + 4H2O → 2CrO4 2- + 3H2O + 8H2O +6OH2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 10OH- + 4H2O → 2CrO4 2- + 11H2O +6OH4 OH-

7 H2O

2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2 Na2CrO4 + 7H2O