5. Reacciones químicas
IDEAS CLAVE QUE DEBES RECORDAR CAMBIOS FÍSICOS
No varía la naturaleza de la materia. Antes y después del cambio se tiene el mismo compuesto con la misma fórmula química. NO se rompen ni se forman enlaces, por lo que no se forman nuevas sustancias.
Ejemplos: cambios de estado, dilatación de un objeto, preparación de una disolución… CAMBIOS QUÍMICOS
En una reacción química cambian los compuestos (los reactivos se transforman en productos, hay una reorganización de los átomos). Unas sustancias se transforman en otras diferentes, con distintas fórmulas químicas.
Cuando se produce una reacción química hay algunos indicios que nos dan pistas: cambio de color, aparición de un precipitado, desprendimiento de un gas, liberación de calor…
Ejemplos: reacciones de combustión y neutralización.
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER
En una reacción química la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. Por ello, en un sistema cerrado se conserva la masa: la masa total de los reactivos coincide con la masa total de los productos. Por esta razón ajustamos las reacciones químicas: hay una reorganización de los átomos, pero seguimos teniendo el mismo número.
AJUSTE DE UNA REACCIÓNQUÍMICA
La representación de una reacción química aporta información sobre el estado de los reactivos y los productos: disolución acuosa (aq), sólido (s), líquido (l) o gas (g).
No puedes cambiar los subíndices de una fórmula química para ajustar una reacción química. Solo puedes modificar los coeficientes estequiométricos. Cambiar los subíndices implica que cambias los compuestos, por lo que tendrían propiedades químicas diferentes. Ejemplo: Cu (s) + 2 AgNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2 Ag (s)
coeficiente estequiométrico subíndice
REACCIONES DE COMBUSTIÓN
combustible (compuesto orgánico) + O2 (comburente) CO2 + H2O
Ejemplo: C3H8 + 5 O2 3 CO2+ 4 H2O
Las reacciones de combustión siempre son exotérmicas, ya que se libera energía en forma de luz y calor.
Ajustar estas reacciones es más fácil si se sigue un orden alfabético (C, H, O). TEORÍA DE COLISIONES
Esta teoría explica que para que una reacción química tenga lugar y los reactivos se transformen en productos (reactivos productos), deben romperse enlaces y formarse otros nuevos. Las partículas de los reactivos chocan entre sí y es necesario que estas colisiones sean efectivas, para lo que tienen que darse 2 condiciones:
- El choque se debe producir con la orientación adecuada. - El choque debe tener suficiente energía.
VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS La velocidad de las reacciones químicas aumenta con una serie de factores:
1. La temperatura. Al aumentar la temperatura hay más choques de las partículas en los que se rompen los enlaces.
2. La concentración de los reactivos. A mayor concentración, más probabilidad de choques efectivos entre los reactivos.
3. La superficie de contacto. Cuanto más pequeñas son las partículas, mayor es la superficie de contacto entre los reactivos.
4. Uso de un catalizador. Un catalizador disminuye la energía de activación (la reacción química tiene lugar por un mecanismo alternativo), por lo que se facilita la reacción química. Los catalizadores no reaccionan y se recuperan al final igual que estaban al principio. Las enzimas son catalizadores biológicos.
ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS (∆𝐇
𝐑)
Las reacciones químicas llevan asociada cierta energía porque se rompen enlaces (hay que aportar energía) y se forman enlaces (se libera energía). La energía de la reacción química (HR, también llamada entalpía) es el balance global de energía.
- ∆𝐇𝐑 < 𝟎 reacción EXOTÉRMICA. En la reacción química se desprende energía.
- ∆𝐇𝐑 > 𝟎 reacción ENDOTÉRMICA. En la reacción química se absorbe energía.
- Ea: energía de activación. Es una barrera energética que hay que superar para que los
reactivos se transformen en productos.
DIAGRAMAS ENTÁLPICOS
Reacción endotérmica Reacción exotérmica
Ejemplo: 2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g) H= 181,6 kJ 2 HgO (s) + 181,6 kJ 2 Hg (l) + O2 Ejemplo: C (s) + O2 (g) CO2 (g) H= 393,5 kJ C (s) + O2 (g) CO2 (g) + 393,5 kJ
COMPOSICIÓN PORCENTUAL EN MASA
La composición porcentual es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. % 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 =𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 · 100
Ejemplo. Calcula la composición centesimal de H2CO3.
Datos: Ma H= 1 u; Ma C= 12 u; Ma O= 16 u Mm H2CO3=2·1+1·12+3·16=62 g/mol % 𝐻 = 2 · 1 62 · 100 = 3,22% % 𝐶 = 1 · 12 62 · 100 = 19,36% % 𝑂 = 3 · 16 62 · 100 = 77,42%
La suma de los porcentajes de todos los elementos en el compuesto debe ser 100%. MASA ATÓMICA PONDERADA DE ISÓTOPOS
La masa atómica de un elemento químico (el dato que se toma de la tabla periódica) es la masa ponderada de todos los isótopos que ese elemento tiene, teniendo en cuenta su abundancia en la naturaleza. 𝑀 (𝑢) = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜 · % 100+ 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜 · % 100+ 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜 · % 100+ … Ejemplo. El cloro tiene dos isótopos: 35Cl and 37Cl. Si la abundancia de 35Cl (34,97 u) es
75,77% y la abundancia de 37Cl (36,96 u) es 24,23%, ¿cuál es la masa ponderada del cloro?
Masa atómica (u) Abundancia (%)
Cloro-35 34,97 75,77 Cloro -37 36,96 24,23 𝑀 = 34,97 ·75,77 100 + 36,96 · 24,23 100 = 35,45 𝑢
MASA ATÓMICA PONDERADA DE ISÓTOPOS
Ejemplo. El rubidio tiene dos isótopos naturales: 85Rb (masa de 84,91 amu) y 87Rb (masa de
86,92 amu). Si la masa ponderada del rubidio es 85,47 amu, ¿cuál es la abundancia de cada isótopo (en porcentaje)?
Ejemplo. Método 1. Llamas x a la abundancia de un isótopo y (100x) es la abundancia del otro isótopo. Las abundancias son porcentajes (tanto por ciento).
Masa atómica (u) Abundancia (%)
Rubidio-85 84,91 x Rubidio-87 86,92 (100x) Masa ponderada Rb = 85,47 u 85,47 = 84,91 · 𝑥 100+ 86,92 · 100 − 𝑥 100 85,47 =84,91 · 𝑥 + 86,92 · (100 − 𝑥) 100 85,47 · 100 = 84,91 · 𝑥 + 86,92 · (100 − 𝑥) 8547 = 84,91𝑥 + 8692 − 86,92𝑥 86,92𝑥 − 84,91𝑥 = 8692 − 8547 2,01𝑥 = 145 𝑥 = 145 2,01 = 72,14
Masa atómica (u) Abundancia (%)
Rubidio-85 84,91 x= 72,14
Rubidio-87 86,92 10072,14 = 27,86
SOLUCIÓN: 72,14% 85Rb y 27,86% 87Rb
Ejemplo. Método 2. Llamas y a la abundancia de un isótopo y (1y) es la abundancia del otro isótopo. Las abundancias son decimales (tantos por uno).
Masa atómica (u) Abundancia (decimales)
Rubidio-85 84,91 y Rubidio-87 86,92 (1y) Masa ponderada Rb = 85,47 u 85,47 = 84,91 · 𝑦 + 86,92 · (1 − 𝑦) 85,47 = 84,91𝑦 + 86,92 − 86,92𝑦 86,92𝑦 − 84,91𝑦 = 86,92 − 85,47 1,45
DISOLUCIONES (soluto + disolvente)
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto se disuelve en el disolvente (siempre hay más disolvente que soluto).
- El soluto está presente en menor cantidad. - El disolvente está presente en mayor cantidad.
CONCENTRACIÓN DEL SOLUTO Expresa la cantidad de soluto presente en cierta cantidad de disolución. 1. MOLARIDAD 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 = 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑀 = 𝑛 𝑉 𝑀, 𝑚𝑜𝑙 𝐿 2. PORCENTAJE EN MASA (%) % (𝑒𝑛 𝑚𝑎𝑠𝑎) = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛· 100 3. PORCENTAJE EN VOLUMEN (%) % (𝑒𝑛 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛) = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛· 100 4. MASA POR UNIDAD DE VOLUMEN
𝐶 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝐶 = 𝑚 𝑉 𝑔 𝐿, 𝑘𝑔 𝑚 …
DENSIDAD DE UNA SUSTANCIA
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑑 = 𝑚 𝑉 𝑘𝑔 𝑚 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑆𝐼 𝑂𝑡𝑟𝑎𝑠 𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠: 𝑔 𝐿, 𝑐𝑔 𝑚𝐿… LEY DE LOS GASES IDEALES
P · V = n · R · T P = presión (atm) V = volumen (L) n = número de moles T = temperatura (K) R = 0,082 atm·L/(mol·K) (data)
- 1 atm = 760 mm Hg; 1 atm = 1,01·105 Pa; T (K) = T (ºC) + 273
- 1 mol de cualquier gas ideal SIEMPRE ocupa 22,4 L en condiciones normales. Un gas ideal siempre cumple las siguientes suposiciones:
- No hay fuerzas intermoleculares entre las moléculas del gas (no se repelen o atraen).
- El volumen que ocupan las moléculas del gas es despreciable comparado con el volumen del recipiente (podemos considerar que las moléculas del gas no tienen volumen porque hay mucho espacio vacío entre las moléculas, el volumen real).
NO hay gases que sean exactamente ideales, pero es una aproximación útil para muchas situaciones (a temperatura ambiente y presión cercana a la atmosférica muchos gases se comportan como ideales).
Condiciones normales o estándar: - T = 0ºC
CÁLCULOS QUÍMICOS
𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔)
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
º𝑛º 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
ó𝑛º á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠
NA = número de Avogadro = 6,02·1023 (dato). Es el número de unidades (dependiendo de
la naturaleza de la sustancia, pueden ser átomos, moléculas…) en 1 mol de cualquier sustancia.
La masa molar (Mm) es la masa de 1 mol de sustancia, medida en g/mol. Tiene el mismo valor que la masa molecular, medida en uma (unidad de masa atómica, u).
PASOS PARA RESOLVER UN PROBLEMA DE ESTEQUIOMETRÍA
Fíjate en que las proporciones estequiométricas solo se pueden usar directamente cuando: - Te dan moles y te piden calcular moles.
- Te dan moléculas y te pidan calcular moléculas.
- Te dan volumen y te piden volumen (solo con gases que están en las mismas condiciones de presión y temperatura).
Los coeficientes estequiométricos en una reacción química ajustada se refieren al número de moles (o moléculas o litros para gases).
1. Ajusta la reacción química y presta atención a los compuestos a los que se refiere el enunciado.
2. Transforma los datos proporcionados de un compuesto a moles (al menos que ya lo estén).
3. Ve a la reacción ajustada y, utilizando la proporción estequiométrica (en moles), cambia la cantidad de moles que te dan de una determinada sustancia a moles de la sustancia pedida.
ÁCIDOS Y BASES. Teoría de Arrhenius
Ácidos
Bases
Un ácido es una sustancia que al disolverse en agua desprende H+ (cationes hidrógeno,
protones).
Ej.: H SO → 2 H + SO
Una base es una sustancia que al disolverse en agua desprende OH (aniones hidróxido).
Ej.: Be(OH) → Be + 2 OH
Una excepción muy importante que no explica la teoría de Arrhenius es el NH3, que se
comporta como una base. MEDIDA DE LA ACIDEZ
1. ESCALA DE pH
- pH < 7 ácido [H+] > [OH]
- pH >7 básico [H+] < [OH] pH: escala de acidez entre 0 y 14.
- pH =7 neutro [H+] = [OH]
La escala de pH se usa para medir la acidez de una disolución (ácida, básica o neutra). La escala del pH es logarítmica pH= log [H+].
- Un valor de pH de 5 significa que: 5 = log [H+] [H+]=105 M
- Una disminución del pH de 6 a 3, por ejemplo, no significa que [H+] aumente el doble,
sino que [H+] es 1000 (103) veces más grande.
- Un aumento del pH de 2 a 6 significa que [H+] es 10000 (104) veces más pequeña.
- Un aumento del pH de 3 a 4 significa que [H+] es 10 (101) veces más pequeña.
Fuente: modificado de Wikimedia
2. FORMAS DE MEDIR EL pH
- Tira de papel indicador. Es un papel impregnado con una mezcla de indicadores. Al introducirlo en un medio su color cambiará.
- Indicador. Es una sustancia que muestra un color cuando entra en contacto con un ácido y otro cuando reacciona con una base. Ej.: fenolftaleína, naranja de metilo…
-pHmetro. Es un sensor electrónico que se sumerge en la disolución y mide el pH.
REACCIÓN ÁCIDO-BASE DE NEUTRALIZACIÓN
La reacción de un ácido con una base es una reacción de neutralización: ácido + base sal + agua
Ejemplos: H2SO4+2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O
AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS. MÉTODO ALGEBRAICO
Una buena manera de ajustar reacciones químicas es prueba y error (método de tanteo). Pero cuando es un poco complicado, es mejor utilizar el método algebraico (o de los coeficientes indeterminados).
Esta reacción no puede ajustarse fácilmente, por lo que vamos a usar el método algebraico: P2I4 + P4 + H2O PH4I + H3PO4
¿Qué significa ajustado? Significa que para cada elemento hay el mismo número de átomos en cada miembro de la reacción química. Nuestra reacción tiene 5 coeficientes: a, b, c, d y e (uno por cada componente diferente que hay).
Necesitamos cinco coeficientes y solo hay cuatro ecuaciones (una para cada elemento presente: P, I, H y O). a P2I4 + b P4 + c H2O d PH4I + e H3PO4 Planteamiento de ecuaciones: [1] P: 2·a + 4·b = d + e [2] I: 4·a = d [3] H: 2·c = 4·d + 3·e [4] O: c = 4·e
Ahora podemos suponer un valor para calcular los otros. Por ejemplo, suponemos que e=1. Fíjate en qué variables es la más cómoda para suponer. Luego sustituimos en el resto de ecuaciones: [1] 2a + 4b = d + 1 [2] 4a = d [3] 2c = 4d + 3 [4] c = 4 [3] 2·4 = 4d +3 d= 5/4 [2] 4a = 5/4 a= 5/16 [1] 2·5/16 + 4·b = 5/4 + 1 b = 13/32
Ya tenemos todos los coeficientes. Como son fracciones, se hace el mínimo común múltiplo para tener coeficientes enteros. En este caso es 32, por lo que multiplicamos todos los números por 32: a = 10 b = 13 c = 128 d = 40 e = 32
Al final puedes comprobar si los coeficientes son correctos.
SOLUCIONES:
1) 4 AsCl3 + 3 NaBH4 4 AsH3 + 3 NaCl + 3 BCl3
2) 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
3) 6 KI + KClO3 + 6 HCl 3 I2 + 3 H2O + 7 KCl
4) 3 PbS + 8 HNO3 3 Pb(NO3)2 + 2 NO + 3 S + 4 H2O
5) K2Cr2O7 + 3 H2S +4 H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)2 + 3 S + 7 H2O
