miércoles, 12 de noviembre de 2014

REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA

MATERIAL PARA IMPRIMIR Y LLEVAR A CLASE

Reacciones Químicas

Una reacción química consiste en el cambio de una o más sustancias en otra(s).  Los reactantes son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan de la transformación.  En una ecuación química que describe una reacción, los reactantes, representados por sus fórmulas o símbolos, se ubican a la izquierda de una flecha; y posterior a la flecha,  se escriben los productos, igualmente simbolizados. En una ecuación se puede indicar los estados físicos de las sustancias involucradas de la manera siguiente: (s) para sólido, (l) para líquido, (g) para gaseoso y (ac) para soluciones acuosas.  Los catalizadores, temperaturas o condiciones especiales deben especificarse encima de la flecha. El símbolo de calor (     )  debajo de la flecha.
 Ecuación Química: representa la transformación de sustancias.
Reactante(s) à Producto(s)
 
Tipos de Reacciones Químicas
Las reacciones químicas pueden clasificarse de manera sencilla en cuatro tipos. Existen otras clasificaciones, pero para predicción de los productos de una reacción, esta clasificación es la más útil. 

Reacciones de Síntesis o Composición
En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto. 
 Síntesis Química: la combinación de dos o más sustancias para formar un solo compuesto.
A +   B à C
(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)
 Ejemplo:
Escriba la reacción de síntesis entre el aluminio y el oxígeno.
 Solución:
Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario correspondiente.  En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio.  La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
4 Al (s) +  3 O2 (g) à  2 Al2O3 (s)
 Nota:  Es importante recordar los elementos que son diatómicos, los cuales se escriben con un subíndice de 2 cuando no se encuentran combinados y participan en una reacción.  Estos son el hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, bromo y el  yodo. 
 Reacciones de Descomposición o Análisis
Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.
 Descomposición Química: la formación de dos o más sustancias a partir de un solo compuesto.
A à  B + C
(donde B y C pueden ser elementos o compuestos)
   Ejemplo­:
Escriba la ecuación que representa la descomposición del óxido de mercurio (II).
 Solución:
Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman.  En este caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
2 HgO (s) à  2 Hg (l)  + O2 (g)

Reacciones de Desplazamiento o Sustitución Sencilla
Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto.  En general, los metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales reemplazan no metales.  La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au.  El orden de actividad de los no metales más comunes es el siguiente:  F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más activo.
 Desplazamiento Químico: un elemento reemplaza a otro similar y menos activo en un compuesto.
AB + C à  CB + A   ó   AB + C  à  AC + B
(dónde C es un elemento más activo que un metal A o un no metal B)
 Ejemplo 1:
Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de cobre (II).
 Solución:
El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio.  A la vez, el cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción.   La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
Mg (s) +  CuSO4 (ac) à  MgSO4 (ac)  +  Cu (s)
Ejemplo 2:
Escriba la reacción entre el óxido de sodio y el flúor. 
 Solución:
El flúor es un no metal más activo que el oxígeno y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando fluoruro de sodio.  A la vez, el oxígeno queda en su estado libre como otro producto de la reacción.   La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
 2 F2 (g) +  2 Na2O (ac) à 4 NaF (ac)   O2 (g)

Ejemplo 3: 
Escriba la reacción entre la plata y una solución de nitrato de bario. 
 Solución:
La reacción no se da, puesto que la plata es un metal menos activo que el bario y por ende, no lo reemplaza. 
 Reacciones de Doble Desplazamiento o Intercambio
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes.  En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.

Doble Desplazamiento Químico: los reactantes intercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y viceversa.
AB + CD à  AD + CB
Solución:
En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de plata.  Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato.  La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
AgNO3 (ac) +  HCl (ac) à  HNO3 (ac)   AgCl (s)




OTRO TIPO DE REACCIONES:
Reacciones de Neutralización
Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio.  Su particularidad es que  ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido. 
Por ejemplo, la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio.  La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:   
H2SO4 (ac) +  2 NaOH (ac) à  2 H2O (l)  +  Na2SO4 (ac)

Reacciones de Combustión
Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía.  Las reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular es una de ellas. 
   
Combustión: un hidrocarburo orgánico reacciona con el oxígeno para producir agua y dióxido de carbono.
hidrocarburo + O2 à  H2O + CO2
Ejemplo 1:
Escriba la ecuación que representa la reacción de combustión de la glucosa, el azúcar sanguíneo (C6H12O6).

Solución:
En esta reacción, la glucosa es un hidrocarburo que reacciona con el oxígeno, resultando en los productos de la combustión – el agua y el dióxido de carbono. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
C6H12O6   O2  à  H2O  +  CO2
Preguntas:
  1. Clasifique las siguientes reacciones como uno de los tipos de reacciones descritos.
    1. 2 H2 + O2 à 2 H2O
    2. H2CO3  + 2 Na à  Na2CO3 +  H2
    3. Ba(OH)2 à  H2O +  BaO
    4. Ca(OH)2 +  2 HCl à 2 H2O +  CaCl2
    5. CH4  +   2 O2  à  CO2  +  2 H2O
    6. 2 Na  +  Cl2  à 2 NaCl
    7. Cl2   + 2 LiBr à 2 LiCl  +  Br2  



ESTEQUIOMETRÍA
Definición:
         La estequiometría es la parte de la química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de moléculas de los reactivos que intervienen en una reacción química y los productos obtenidos. Jeremías Benjamín Richter (1762-1807).
Aplicaciones de la estequiometria:
                Con la estequiometría podremos saber cuántos reactivos se necesitan para una determinada cantidad de producto.
                  La aplicación de la estequiometría es básica en toda la industria química para la fabricación de miles de productos, como alcohol, ácidos, medicamentos, pinturas, asfalto, barniz, plástico, goma, gasolina y muchos más, además de Cuantificar el producto exacto de una reacción química. 
  

LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS (PONDERABLES)

       Ley de la conservación de la masa (Antoine de Lavoisier, 1787)
       ley de las proporciones definidas  o composición constante (Joseph Proust,1799)
       Ley de las proporciones múltiples (John Dalton,1803)



CONCEPTOS BÁSICOS:
MOL:  Dada  cualquier sustancia(elemento o compuesto químico) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12 Cantidad:6,022 141 29 (30) × 1023  unidades elementales.
MASA ATÓMICA:
   Medida promedio de la masa del átomo de un elemento. La masa atómica ofrecida en las Tablas periódicas es una medida ponderada de las masas de los isótopos a partir de su abundancia relativa. uma (u) como unidad de medida.

MASA MOLAR: es la masa de un mol de sustancia, equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos.
 Un mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y 1 atm de presión.

INFORMACIÓN QUE SE OBTIENE A PARTIR DE UNA ECUACIÓN BALANCEADA



2C2H6 (g) + 7 O2                    4CO2(g) + 6 H2O (g)

     Etano
1.     Reactivos y productos
2.     Moléculas de los reactivos y de los productos
3.     Moles de los reactivos y de los productos
4.     Volumen de los gases (a misma Temperatura y Presión)
5.     Masas relativas de los reactivos y de los productos.

CÁLCULO DE LAS MASAS RELATIVAS  DE REACTIVOS Y PRODUCTOS:
  Considerar: C2H6 = 30.0 uma ; O2 = 32.0 uma ;
CO2 = 44.0  uma ;  H2O = 18.0 uma
Ejemplo para reactivo:
2 moles de C2H6  x 30.0 g C2H6   = 60.0 g C2H6

                                 1 mol C2H6


Ejemplo para producto:
4 moles CO2   x 44.o g CO= 176 g   CO2    
  1 mol CO2


TIPOS DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS:
  1. Masa –masa (“peso-peso”)
  2. Masa – Volumen  o volumen - masa.
  3. Volumen – Volumen

Información cuantitativa de las ecuaciones ajustadas
Los coeficientes de una ecuación ajustada representan:
  • el número relativo de moléculas que participan en una reacción
  • 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 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:
¿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 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 100 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.

Las etapas esenciales

  • Ajustar la ecuación química
  • Calcular el peso molecular o fórmula 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

Cálculos

Cálculos de moles
La ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción
de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción.
Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos.

Conversión de moles a gramos:
Ejemplo: N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g?
PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol

Cálculos de masa
Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando trabajamos en una planta química
En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y toneladas en el caso de plantas químicas
Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares
Los pasos son:
  • Ajustar la ecuación química
  • Convertir los valores de masa a valores molares
  • Usar los coeficientes de la ecuación ajustada para determinar las proporciones de reactivos y productos
  • Reconvertir los valores de moles a masa.

Para la reacción:
Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más.
Nótese que por cada Ca producimos 1 H2
1) Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción.
2) 10 g de Ca son 0,25 moles, como tenemos 0,25 moles de Ca, únicamente se producirán 0,25 moles de H2. ¿Cuántos gramos produciremos?
gramos de H2 = moles obtenidos x peso molecular del H2 = 0,25 moles x 2,016 (g/mol) = 0,504 g

¿Cuántos g de CaCl2 se formaron? También serán 0.25 moles. Y entonces:
gramos de CaCl2 = moles obtenidos x peso molecular del CaCl2 = 0,25 moles x 110,98 (g/mol) = 27,75 g

Algunos ejercicios prácticos

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

Factores para calcular Moles-Moles
Cuando una ecuación está ajustada, basta un cálculo simple para saber las moles de un reactivo necesarias para obtener el número deseado de moles de un producto. Se encuentran multiplicando las moles deseada del producto por la relación entre las moles de reactivo y las moles de producto en la ecuación ajustada. La ecuación es la siguiente:
Ejemplo:
Cual de las siguientes operaciones es correcta para calcular el número de moles de hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH3 según la siguiente ecuación?

a) 6 moles NH3 x 2 moles NH3 / 3 moles H2
b) 6 moles NH3 x 3 moles NH3 / 2 moles H2
c) 6 moles NH3 x 3 moles H2 / 2 moles NH3
d) 6 moles NH3 x 2 moles H2 / 3 moles NH3
En este caso, el reactivo es H2, y el producto es NH3.
La respuesta correcta es c


Ejemplo de problema masa - masa

¿Que masa de H2, que reacciona con exceso de O2, produce 11.91 g de H2O?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).
en esta reacción, 2 moles de H2 reaccionan para dar 2 moles de H2O. De acuerdo con la estequiometría de la reacción:





http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.html