reacciones químicas
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Química
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Química Ciclo Básico Común de la Universidad de Buenos Aires
María Gabriela del Rosario Muñoz 2015
Índice Apuntes de la unidad 2
Reacciones químicas 2
Clasificación de las reacciones químicas 3
Reacciones químicas y estequiometría 4
Para afianzar los contenidos de esta unidad 7
Ejercicio explicado 7
Resolución 8
Para seguir avanzando… 12
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Reacciones químicas
Apuntes de la unidad
En estos apuntes analizaremos las características microscópicas y macroscópicas de
los diferentes tipos de reacciones químicas, su representación simbólica y las
relaciones estequiométricas que se pueden establecer entre las sustancias
involucradas. Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el
estudio y la profundización de los temas mencionados:
Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 10: Los cambios químicos, en Química Básica,
Buenos Aires, Editorial CCC Educando.
Importante
Los contenidos de esta unidad son fundamentales para integrarlos y aplicarlos en la
resolución de ejercicios relativos a los temas: equilibrio químico y equilibrio ácido-base.
Reacciones químicas
A nuestro alrededor, aún sin que nos demos cuenta, ocurren cientos
de reacciones químicas, como por ejemplo, en el encendido de una
hornalla o de los fuegos artificiales, en la oxidación de una manzana
o de un clavo de hierro, la fotosíntesis que realizan las plantas, en la
putrefacción de los alimentos, en la elaboración de medicamentos y
alimentos, entre otras. Algunas reacciones químicas pueden
evidenciarse por cambios de color o por emisión de luz y calor.
Las reacciones químicas se producen siempre que la composición de un sistema cambie, es
decir, que se modifiquen las sustancias que dieron origen a la reacción. De acuerdo con las
sustancias que intervienen, pueden producirse distintos tipos de reacciones, por ejemplo, de:
combustión, síntesis o combinación, descomposición, neutralización, precipitación y reacciones de
óxido-reducción (redox).
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Mencionamos, a continuación, algunos conceptos fundamentales sobre este tema, que
encontrarán desarrollados en la bibliografía.
Las reacciones químicas presentan las siguientes características:
Las sustancias que reaccionan, denominadas reactivos (Rvo), dan origen a las sustancias que
se forman, denominadas productos.
Los reactivos y los productos son sustancias diferentes, por lo tanto, presentan distintas
propiedades.
A nivel submicroscópico, se rompen enlaces químicos y se forman enlaces nuevos lo que da
lugar a un reordenamiento de las partículas que intervienen.
La suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.
El tipo y número de átomos que intervienen no cambia.
Se producen con intercambio de energía. Se denominan reacciones endotérmicas a aquellas
que al producirse absorben calor y exotérmicas a las que al producirse liberan calor.
La mayoría de las reacciones químicas se producen con un rendimiento (Rto) menor al
100 %, es decir que la cantidad de productos obtenida es menor que la cantidad de productos que
se obtendría si el rendimiento fuera el máximo (100 %).
Clasificación de las reacciones químicas
Debido a la existencia de múltiples transformaciones resulta útil aplicar criterios que permitan
agruparlas. El tipo de reacción se puede determinar teniendo en cuenta las sustancias
intervinientes.
Los distintos tipos de reacciones químicas son: síntesis, descomposición, precipitación,
combustión, neutralización y redox.
La síntesis es la reacción química a partir de la cual dos sustancias simples reaccionan para
formar una sustancia compuesta.
La descomposición es la reacción química en la cual a partir de una sustancia se originan otras,
dos o más.
La precipitación es la reacción química a partir de la cual dos sustancias reaccionan para formar
nuevas sustancias entre las que se encuentra una sustancia en estado sólido (precipitado).
La combustión es la reacción química en la que una sustancia se combina con el oxígeno
formando dióxido de carbono y agua.
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La neutralización es la reacción química a partir de la cual un ácido se combina con una base
formando sal y agua.
Las reacciones redox o de oxido-reducción son aquellas en las que se producen simultáneamente
reacciones de oxidación y de reducción, por ejemplo mediante el cambio en los números de
oxidación de dos elementos intervinientes.
Ecuaciones químicas y estequiometría
Las reacciones químicas se representan simbólicamente mediante ecuaciones químicas. Estas
informan la mínima relación en que reaccionan y se forman las sustancias, para una determinada
reacción química.
A partir de la escritura de una ecuación química en forma general, es posible interpretar la
información que brinda, si se conoce el significado de los símbolos, por ejemplo:
a A + t T → d D + e E
En esta ecuación, “a”, “t”, “d” y “e” representan a los coeficientes estequiométricos que, a nivel
submicroscópico, indican el número de partículas (iones, átomos o moléculas) de cada sustancia
que intervienen en la reacción y, a nivel macroscópico, el número de moles (cantidad de
sustancia) de cada una.
“A” y “T” representan a las fórmulas de las sustancias que reaccionan (reactivos) y “D” y “E”, a las
fórmulas de las sustancias que se forman (productos).
El signo “+” ubicado entre las fórmulas de los reactivos puede leerse: “reacciona con” o “se
combina con”. La flecha en un solo sentido indica que la reacción es completa, y puede leerse:
“para dar”, “para formar” o “para obtener”. El signo “+”, ubicado entre las fórmulas de los
productos, puede leerse: “junto con” o “junto a”.
Los coeficientes estequiométricos se pueden obtener por tanteo o por alguno de los métodos
como por ejemplo el algebraico o el método ion- electrón.
La simulación “Balanceando Ecuaciones Químicas” propuesta por la universidad del Colorado
permite balancear ecuaciones utilizando dos niveles de representación, el simbólico y el
submicroscópico. Al iniciar la simulación hallarán dos pestañas, introducción y juego de
balanceado. En la primera tienen tres ejemplos de ecuaciones para balancear y en la segunda
muchas más con distintos niveles de dificultad.
Las ecuaciones químicas permiten establecer relaciones cuantitativas entre las diferentes
sustancias que intervienen en una reacción química, es decir, la relación estequiométrica entre
reactivos y productos. En consecuencia, es posible conocer la cantidad de producto que puede
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obtenerse a partir de una determinada cantidad de reactivo o averiguar la cantidad de reactivo
necesaria para formar una determinada cantidad de producto utilizando cálculos
estequiométricos.
A continuación, presentamos un ejemplo de una reacción química, con su interpretación y
representación a nivel submicroscópico, y las relaciones cuantitativas entre las masas y las
cantidades de las diferentes sustancias a nivel macroscópico.
El metano, principal componente del gas natural, reacciona con el oxígeno del aire y forma dióxido
de carbono y agua, si la combustión es completa. Esta reacción es exotérmica ya que se produce
liberando calor. La ecuación que representa el proceso es:
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)
Nivel submicroscópico
1 molécula 2 moléculas 1 molécula 2 moléculas
Nivel macroscópico
1 mol de moléculas
2 mol de moléculas
1 mol de moléculas 2 mol de moléculas
16,0 g 64,0 g 44,0 g 36,0 g
Con esta información, la ecuación propuesta en el ejemplo puede leerse teniendo en cuenta:
o El nivel submicroscópico:
Una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno y forma una
molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua.
o El nivel macroscópico:
Un mol de moléculas de metano reacciona con dos moles de moléculas de oxígeno y
forma un mol de moléculas de dióxido de carbono y dos moles de moléculas de agua.
16,0 g de metano reaccionan con 64,0 g de oxígeno y forma 44,0 g de dióxido de
carbono y 36,0 g de agua.
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A partir de lo planteado, proponemos algunas posibles relaciones estequiométricas que se
establecen entre las distintas sustancias, por ejemplo:
o Un mol de metano reacciona 64,0 g de oxígeno.
o Para formar 36,0 g de agua se necesitan 2 moles de moléculas de oxígeno.
o 44,0 g de dióxido de carbono se forman junto con 2 moles de moléculas de agua.
o
Las relaciones estequiométricas que brindan las ecuaciones químicas son las que permiten
realizar los cálculos correspondientes, por eso es importante interpretarlas y escribirlas.
En la práctica, al producirse una reacción química, puede ocurrir que:
o los reactivos que se utilizan se encuentren disueltos en soluciones acuosas o formando
parte de una muestra o mineral;
o los reactivos no se encuentren en la proporción necesaria.
En el primer caso, es necesario conocer la masa de sustancia disponible.
- Si el reactivo se encuentra disuelto en una solución acuosa, hay que calcular la masa o
cantidad de soluto en la solución.
- Si el reactivo que se utiliza se encuentra formando parte de una muestra o mineral, hay
que calcular la masa (de reactivo) presente, para lo cual es necesario conocer la
pureza de la muestra. (La pureza de una muestra se expresa en porcentaje y es la
masa de sustancia –pura- presente cada 100 g de muestra o mineral. Salvo que se
aclare lo contrario, se considera que las impurezas son inertes)
En el segundo caso, si uno de los reactivos se encuentra en menor proporción, con
respecto a la relación estequiométrica, se denomina reactivo limitante. La reacción se
produce hasta que este reactivo se consume totalmente, lo que limita la cantidad de
producto formada.
Las simulaciones creadas por Chemical Education Research Group, que se encuentran en la
sección STOICHIOMETRY- Combustion reactions of hydrocarbons with excess oxygen y
Combustion reactions of hydrocarbons (with oxygen gas) - limiting reagent present- permiten
elegir las sustancias a reaccionar con oxígeno, y en una serie de pasos determinar la masa o la
cantidad de producto obtenido a partir de una determinada cantidad o masa de reactivo o de
reactivos (en la segunda) aplicando el concepto de reactivo limitante.
Para afianzar contenidos
El siguiente mapa conceptual resume posibles relaciones que vinculan a los conceptos
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más relevantes de este capítulo.
Ejercicio explicado
A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los
temas referidos a magnitudes atómicas y moleculares, gases ideales, soluciones y
reacciones químicas, también, mostramos una forma de relacionar la teoría con la
práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.
Se hacen reaccionar 350 g de una muestra que contiene plata (80,0 % de pureza) con 1,66 dm3
de solución de H2SO4 1,81 M. El rendimiento de la reacción es del 85,0 % y el gas producido se
recoge en un recipiente de 12,0 dm3 a 25,0 ºC. La ecuación que representa a la reacción es:
2 Ag + 2H2SO4 (aq) Ag2SO4 + 2H2O + SO2 (g)
a) Escriban la fórmula del agente oxidante e indiquen el cambio que se produce en el número de
oxidación del elemento que se reduce.
b) Identifiquen al reactivo en exceso y calculen la masa del mismo que queda sin reaccionar.
c) Indiquen la cantidad, en moles, de agua que se forma.
d) Calculen la presión que soporta el recipiente que contiene el gas obtenido.
e) Si se utilizara la misma masa de otra muestra de plata que contiene un 25,0% de impurezas,
manteniendo las demás condiciones, señalen si la presión ejercida por el gas obtenido será:
mayor, menor o igual.
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Resolución
Al resolver los ejercicios de este tema, les sugerimos seguir la siguiente secuencia:
Verificar que la ecuación esté balanceada, para poder establecer las relaciones cuantitativas.
Anotar los datos e incógnitas con las unidades correspondientes. Es conveniente trabajar con
las mismas unidades dadas en el enunciado.
En algunos casos, los reactivos que se utilizan se encuentran disueltos en soluciones acuosas
o formando parte de una muestra o mineral. En ambos casos, es necesario calcular la masa de
sustancia disponible, es decir, la masa o cantidad de soluto en una solución y/o la masa pura en
una muestra o mineral.
Averiguar, cuando corresponda, cuál es el reactivo limitante.
Relacionar los datos y las incógnitas con la estequiometría de la reacción y plantear los
cálculos a partir del reactivo limitante.
Aplicar el rendimiento a los productos, en los casos que se indique que la reacción tiene un
rendimiento menor que el 100 %.
a) Para escribir la fórmula del agente oxidante tenemos en cuenta que:
o el agente oxidante es la especie que contiene al elemento que se reduce;
o este provoca la oxidación de la otra especie;
o la reducción es el proceso mediante el cual una especie gana electrones. El elemento que
se reduce disminuye su número de oxidación.
o
A continuación, asignamos los números de oxidación que permiten identificar al agente oxidante.
2 Ag + 2 H2SO4 (ac) Ag2SO4 + 2 H2O + SO2 (g)
0 +1+6 -2 +1+6-2 +1-2 +4-2
La especie que contiene al elemento que se reduce es el H2SO4 (o 2
4SO ) y es la que actúa como
agente oxidante. El elemento S disminuye su número de oxidación de +6, en el H2SO4, a +4 en el
SO2. El ácido sulfúrico (H2SO4) es el agente oxidante porque oxida a la plata, aumentando su
número de oxidación de 0 a +1.
H2SO4 SO2
+6 +4
Rta: H2SO4 o 2
4SO ; S: de +6 a +4
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Importante
Para resolver cálculos estequiométricos, es conveniente escribir la ecuación
balanceada junto con las relaciones estequiométricas, los datos del enunciado y las
incógnitas con sus respectivas unidades, que nos permitirán resolver el resto de los
puntos.
En la siguiente tabla, presentamos los datos y las incógnitas de este ejercicio.
Ecuación
balanceada 2 Ag + 2 H2SO4 (aq) → Ag2SO4 + 2 H2O + SO2 (g)
Relaciones
estequiométricas
216 g
(2 .108 g)
2 mol 1 mol 2 mol 1 mol
Datos del
ejercicio
350 g
80,0%
pureza
1,66 dm3 sc
1,81 M
Rto:
85,0%
Incógnitas
b) Rvo en exceso y masa
sin reaccionar
c) nº mol d) p SO2
b) Como tenemos que identificar al reactivo en exceso y calcular la masa del mismo que queda sin
reaccionar, comenzamos por averiguar la masa de plata (pura) presente en la muestra y la
cantidad de H2SO4 disuelta en la solución. Para ello, proponemos los siguientes planteos:
Cálculo de la masa de Ag (pura)
Cálculo de la cantidad del H2SO4 disuelto
Como hay datos de los dos reactivos que intervienen en la reacción, es necesario averiguar cuál
de los reactivos es el que se consume totalmente, es decir cuál es el reactivo limitante, por lo tanto
planteamos:
Si en 100 g de muestra----hay------80,0 g de Ag
350 g de muestra---------------x= 280 g de Ag
Si en 1,00 dm3 sc ---hay disuelto----- 1,81 mol de st
1,66 dm3 sc-----------------------x = 3,00 mol de st
Si 216 g de Ag ----- reaccionan con----- 2,00 mol de H2SO4
280 g de Ag -----------------------------x=2,59 mol de H2SO4
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Es decir, para que reaccionen totalmente los 280 g de Ag se necesitan solamente 2,59 moles del
H2SO4. Como la solución contiene 3 moles de soluto disueltos, se deduce que este es el reactivo
que está en exceso.
Para determinar la masa de reactivo en exceso, es decir la masa del H2SO4 que queda sin
reaccionar, conocemos la cantidad inicial, la cantidad que reacciona y la masa molar (M H2SO4 =
98,0 g/mol). Por lo tanto, calculamos, primero, la cantidad de reactivo en exceso a partir de la
siguiente expresión:
n Rvo en exceso = n Rvo iniciales – n Rvo que reacciona
n Rvo en exceso = 3,00 mol – 2,59 mol = 0,410 mol en exceso
Con este dato, determinamos su masa:
Rta: H2SO4; 40,2 g
c) Para indicar la cantidad, en moles, de agua que se forma, realizamos los cálculos
correspondientes a partir del reactivo limitante. Como el H2O es un producto y la reacción tiene un
rendimiento del 85,0 %, hay que calcular la cantidad de H2O que realmente se obtiene, es decir
aquella que surge de averiguar el 85,0 % de la cantidad estequiométrica. Dicha cantidad es menor
que la que se obtendría si el rendimiento fuera del 100 %.
Rta: 2,20 mol de H2O
d) El gas obtenido es SO2; para calcular la presión que ejerce en un recipiente de 12,0 dm3 a
25,0ºC, averiguamos primero el número de moles de SO2 obtenidos realmente, y luego aplicamos
la ecuación general del gas ideal ( P.V = n. R. T ).
Si con 216 g de Ag ----se obtienen---- 2,00 mol de H2O
280 g de Ag ---se obtendrían--- x = 2,59 mol de H2O
(Cantidad de H2O obtenida teóricamente -cantidad estequiométrica-)
Si 1,00 mol de H2SO4 ----tiene una masa de---- 98,0 g
0,410 mol de H2SO4 ------------------------------x = 40,2 g
Con el 100 % Rto ----se obtendrían -----2,59 mol de H2O
85,0 % Rto --- se obtienen -------x= 2,20 mol de H2O
(Cantidad de H2O realmente obtenida)
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Experimentalmente, se obtienen 1,11 mol de SO2, que nos permiten calcular la presión que
ejercen en el recipiente.
V
R.TSO n SO P
.22
3
1--13
2dm 12,0
298K .mol . K .atm.dm 0,082 . mol 1,11 SO P
P SO2 = 2,26 atm
Rta: 2,26 atm
e) Para señalar si la presión ejercida por el gas obtenido será mayor, menor o igual, analizamos
qué ocurre con la presión que ejercería el gas formado, si se utilizara la misma masa de otra
muestra de plata que contiene un 25,0% de impurezas, manteniendo las demás condiciones.
La plata es el reactivo limitante, por lo tanto, si disminuye la masa disponible, disminuye
proporcionalmente la cantidad de producto obtenida. Al aumentar la impureza de la muestra,
disminuye la pureza, por lo que la masa de plata (pura) disponible para reaccionar será menor.
Dicha afirmación se puede demostrar a partir del siguiente planteo:
Al disminuir la masa de Ag que reacciona, disminuye el número de moles del SO2 que se forman.
Y, como la presión depende del número de moles del gas, cuando el volumen y la temperatura
permanecen constantes, a menor número de moles, menor será el número de choques contra las
paredes del recipiente que contienen el gas y, por eso, la presión será menor.
Rta: menor
Si en 100 g de muestra ----hay-----75,0 g son de Ag
350 g de muestra -------------x= 262 g puros
Con el 100 % R ----se obtendrían -----1,30 mol de SO2
85,0 % R ---se obtienen---------x= x= 1,11 mol de SO2
(Cantidad de SO2 realmente obtenida)
Si con 216 g de Ag ----se obtiene----- 1,00 mol de SO2
280 g de Ag ----se obtendrían- x=1,30 mol de SO2
(Cantidad de SO2 obtenida teóricamente)
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Para seguir avanzando…
Los contenidos aplicados en los ejercicios de este capítulo nos permitirán abordar los siguientes
temas, como por ejemplo:
analizar reacciones químicas reversibles;
calcular la cantidad que reacciona o que se forma de las sustancias intervinientes;
determinar las concentraciones en el equilibrio de los reactivos y de los productos;
analizar la evolución de un sistema en equilibrio cuando se lo somete a una perturbación;
conocer distintas formas de preparar soluciones reguladoras;
calcular la variación de pH en una solución reguladora al agregar una pequeña cantidad de
ácido o de base.
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Bibliografía
Di Risio, Cecilia y otros (2012). Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.
Chang R. (2012). Química. Editorial Mc Graw Hill. México.
Mohina, Gabriela; Moreno, Patricia Y Muñoz, María Gabriela (2012), Química en Apuntes, Buenos
Aires, Eudeba.
Webgrafía
http://www.sciencephoto.com/
http://phet.colorado.edu/es/simulations/category/chemistry
http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/index4.html