BIOQUÍMICA (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:

Clasifique las siguientes reacciones como uno de los tipos de reacciones descritos.

2 H₂ + O₂ à 2 H₂O
H₂CO₃ + 2 Na à Na₂CO₃ + H₂
Ba(OH)₂ à H₂O + BaO
Ca(OH)₂ + 2 HCl à 2 H₂O + CaCl₂
CH₄ + 2 O₂ à CO₂ + 2 H₂O
2 Na + Cl₂ à 2 NaCl
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.

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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 4CO_2(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 CO₂x 44.o g CO₂= 176 g_CO2

1 mol CO2

TIPOS DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS:

Masa –masa (“peso-peso”)
Masa – Volumen o volumen - masa.
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).