REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS1. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA En contraste con los brillantes logros de los científicos en otros campos, el avance la química fue mucho más lento y la revolución científica se produjo en ella en el siglo XVIII con más de un siglo de retraso respecto a la física. Esto obedeció a que en aquella época los sistemas que servían para estudiar la química eran o debían ser mucho más complejos que los necesarios para el análisis de los problemas astronómicos y físicos por lo que no resultó nada fácil introducir en ellos la medida. En el siglo XVIII, las técnicas de trabajo experimental, ya conocidas, se perfeccionaron mucho y, además, se complementaron con otras nuevas, como son: La aplicación del soplete para fusiones y calcinaciones, lo que permitió realizar análisis de sustancias con muestras pequeñas. La realización sistemática de reacciones en disolución. El análisis gravimétrico cuantitativo, mediante el cual se determina las masas de los compuestos sólidos que aparecen en una reacción. Esta técnica, posteriormente en manos de Lavoisier, alcanzó una nueva dimensión. La mejora de los métodos de manipulación de gases llevó al inglés Joseph Priestley (17331804) en 1772 a demostrar experimentalmente la analogía entre la combustión y la respiración, al observar que el aire en que había ardido una vela hasta apagarse espontáneamente volvía a ser respirable y capaz de mantener la combustión después de que las plantas habían crecido en él durante algún tiempo, y en 1774 obtuvo el oxígeno a partir del óxido de mercurio. Con estos brillantes antecedentes, la época que siguió a ésta es rigurosamente cuantitativa, haciendo de la química más una ciencia que un arte. De aquí que el químico Wurtz, en su Diccionario de Química, la denomine una ciencia francesa fundada por Lavoisier. Fruto de ello son las leyes fundamentales de la Química, conocidas también como leyes ponderales, siendo éstas las siguientes: Ley Ley Ley Ley de de de de conservación de la masa o ley de Lavoisier. las proporciones definidas o ley de Proust. las proporciones múltiples o ley de Dalton. las proporciones recíprocas o ley de Richter. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER Probablemente, la aportación más importante que hizo Antonie Laurent Lavoisier (17431794) a la Química fue la implantación de la medida precisa a todos los procesos en los que la materia sufre transformaciones y el enunciado de la famosa ley de conservación de la masa. En 1770 Lavoisier realizó el experimento del calentamiento del agua utilizando un aparato que condensaba el vapor y lo devolvía al recipiente, sin perder un sólo gramo de agua. Pesó el agua y el recipiente antes y después de realizar el experimento. Demostró que el peso del matráz, del condensador y del agua seguía siendo el mismo antes y después de una prolongada ebullición. Sin embargo, un sedimento terroso seguía apareciendo. Extrajo y pesó y Lavoisier la aplicó al mundo de la química. por ejemplo. La cual se sustenta en dos pilares. el poso terroso provenía de una descomposición del vidrio provocada por el calor.00 g de Cu reaccionan con 2. sólo se reorganiza. uno es la ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos. independientemente de su origen. se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio. en la reacción del cobre con el azufre para originar sulfuro cúprico. la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción. así como el matráz y comprobó que la suma de ambos era igual al peso del matraz antes de iniciar la experiencia. de forma que: en toda transformación química. Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones. sobre todo. En 1774 Lavoisier enunció su ley de conservación de la masa. por el contrario Claude Louis Berthollet (1748-1822) afirmaba que los elementos.02 g de S y producen 6. La ley de Lavoisier hizo posible la aparición de la ecuación química. Posteriormente. Consecuencia de la ley de las proporciones definidas La constitución. se ocupó de las reacciones químicas y comprobó que la masa (cantidad de materia) es algo permanente e indestructible. se impuso el criterio de Proust apoyado en un experimento realizado en 1799. pero. Así. la materia ni se crea ni se destruye. Es decir. dio origen a una gran controversia entre Berthollet y Proust.5 . que: en una reacción química. algo que se conserva pese a todos los cambios. que a finales del siglo XVIII.el depósito formado.02 g de CuS. siempre en recipientes cerrados y con una cantidad determinada de aire. Joseph Louis Proust (1754-1826) sostenía que la composición porcentual de un compuesto químico era siempre la misma. del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico. la mayoría de las cuales consistían en someter a calentamiento diversos metales. mediante: Cu + S → CuS resulta que 4. por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es: 3 g de Cl / 2g de Na = 1. Newton defendió antes en la física la idea de una masa que permanecía constante a través de todos los movimientos. Es decir. demostrando que la composición del carbonato cúprico era siempre la misma. y siempre lo hacen en proporciones fijas y definidas. dentro de ciertos límites. según Lavoisier. cualquiera que fuese su método de obtención en la naturaleza o en el laboratorio: 5 partes de cobre. entre los cuales también destaca Lavoisier. no sólo a comprobar que el oxígeno del aire se combina con los metales durante la reacción de oxidación. Estos experimentos le llevaron. cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos. 4 de oxígeno y 1 de carbono. que duró casi ocho años. Con el tiempo. midiendo las masas de las sustancias antes y después de la reacción. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST La labor de Lavoisier proporcionó una sólida base teórica para el análisis cuantitativo y pronto surgieron los estudios que condujeron a lo que posteriormente se denominó Ley de las Proporciones Definidas. sino también a demostrar la conservación de la masa durante el proceso. Por tanto: los elementos se combinan para formar compuestos. podían unirse en todas las proporciones. pues en ocasiones los elementos químicos se combinan en más de una proporción. 1.57 Fue John Dalton (1776-1844) quien en 1803 generalizó este hecho con numerosos compuestos. 1 g de nitrógeno se puede combinar con tres proporciones distintas de oxígeno para proporcionar tres óxidos de nitrógeno diferentes. sino una candidad menor. 2. . sus masas deben estar en la relación: Masa de carbono/masa de hidrógeno = Pues bien. guardan alguna relación cuando se combinan entre sí. debido a que la relación de combinación entre ambas masas siempre es 1.28 / 0. entonces: 6 g / 35. Por ejemplo.57 = 2 LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O LEY DE RICHTER El siguiente paso es observar si dos o más elementos que se combinan con otro común. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIIPLES O LEY DE DALTON Las investigaciones posteriores que los químicos realizaron para determinar en qué proporciones se unen los elementos químicos proporcionaron aparentes contradicciones con la ley de Proust. las diferentes masas de uno de ellos que se combina con una masa fija de otro. así: Compuesto Masa de N (g) Masa de O (g) Dióxido de nitrógeno (NO2) 1 2.17 moles de sodio para formar el cloruro sódico. 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua. el metano. CH4. como 35. Por otro lado 6 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para producir dióxido de carbono. Así. De forma que en nuestro ejemplo: 2.17 moles de Na Lo que indica que por cada 0. respectivamente.6 g de Na que reaccionan Si ahora quisiéramos hallar la proporción entre los átomos que se combinan de cloro y sodio para formar cloruro sódico. observando que cuando dos elementos se combinan entre sí para formar compuestos diferentes. existe un compuesto de carbono e hidrógeno.14 / 0. si el carbono y el hidrógeno se combinasen entre sí.14 = 2 .17 moles de Cl . Por tanto.28 / 1.14 Óxido de nitrógeno (N2O) 1 0. de forma que si reaccionan 6 g de Cl con 4 g de Na.57 = 4 .28 Monóxido de nitrógeno (NO) 1 1.5 g/mol = 0. en el que las masas de carbono e hidrógeno están en dicha proporción. por ejemplo. o cualquier múltiplo o submúltiplo de esa reacción. De ello se podría deducir que. 4 g / 23 g/mol = 0. guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.5 g/mol y 23 g/mol son las masas atómicas del cloro y sodio.17 moles de cloro reaccionan otros 0.Sin embargo. si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio.5 por lo que: 3 g de Cl / 10 g de Cl = 2 g de Na / x g de Na => x = 6. 1 átomo de cloro también se combina con 1 átomo de sodio para formar cloruro sódico. luego la fórmula de éste compuesto es NaCl y la proporción entre sus átomos es 1:1. no obtendremos 20 g de cloruro sódico. deberíamos dividir la cantidad de cada elemento entre su masa atómica. Tipos de reacciones químicas: Según sea el tipo de transformación que tiene lugar. La importancia de las reacciones químicas es notoria en infinidad de aspectos de la vida diaria. se consideran los siguientes tipos de reacciones: a. llamadas reactivos. Combinación o síntesis: ocurre cuando se unen dos o más sustancias para formar otra sustancia. guardan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre sí.La generalización de este hecho a otros ejemplos ha llevado a enunciar la ley de las proporciones recíprocas de la siguiente manera: las masas de los elementos que se combinan con una masa de un tercero. 2. Un cambio de las propiedades de los cuerpos reaccionante. crecimiento de los seres vivos. Esta ley es también conocida como ley de Richter en honor al químico alemán Jeremías Richter (1762-1807). etc. llamadas productos. originando nuevos enlaces y productos nuevos. se transforman en otras nuevas. quien en 1792 esbozó dicha ley al estudiar fenómenos de neutralización de ácidos con bases. Una variación de energía que se pone de manifiesto en el transcurso del proceso. A + B AB La combinación del hidrógeno y el oxígeno para producir agua y la del hidrógeno y nitrógeno para dar amoniaco. Reacción química Es un proceso químico en el cual unas sustancias. aunque formalmente no enunció la ley. tuvo el mérito de realizar dichas experiencias antes de establecerse las leyes de Proust y de Dalton. y. obteniéndose a partir de las sustancias reaccionantes. desde las explosiones hasta los procesos vitales. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Los procesos químicos están relacionados con cambios en la naturaleza de la sustancias que participan en ellos. . cuyas moléculas son el resultado de una reagrupación de los átomos de los reactivos. su metabolismo. Una reacción química se caracteriza por: 1. nuevas sustancias con propiedades características diferentes. Los reactivos rompen determinados enlaces y distribuyen sus átomos de forma diferente. teniendo en cuenta que aborda una extensa cantidad de fenómenos. para ello es necesario igualar la ecuación en ambos miembros. para producir oxido del calcio y dióxido del carbono. Fe CuSO4 FeSO4 Cu d. un elemento sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto. A BC AC B Un ejemplo lo constituye el bromo líquido. Pero a su vez debe ajustarse también de manera cuantitativa. 2 HgO 2 Hg O2 c. que desplaza al yodo en el ioduro de sodio para producir bromuro de sodio dejando al yodo libre. HCl NaOH NaCl H 2O 3. Una reacción química. AB A + B El carbonato de calcio se descompone por calentamiento. Se suele utilizar una flecha que marca el sentido de la reacción. 2 NaI Br2 2 NaBr I 2 El sulfato cúprico se combina con el hierro para formar sulfato ferroso y cobre. relacionando las cantidades de las sustancias que toman parte en la reacción. Sustitución En este tipo de reacciones. LA ECUACION QUÍMICA Y BALANCEO Los elementos se representan por símbolos y los compuestos químicos por fórmulas. que es una igualdad en la que en el lado izquierdo figura los símbolos y/o fórmulas de los reactivos y en el lado derecho los de los productos.3H 2 O2 H 2O 3H 2 N 2 2 NH 3 b. Doble sustitución Al reaccionar dos compuestos intercambian elementos y se producen dos nuevos compuestos. AB CD AC BD Por ejemplo. Una ecuación química es una representación cualitativa de una reacción. CaCO3 CaO CO2 El oxido de mercurio se descompone por acción del calor produciendo mercurio metálico y oxígeno. Una ecuación se encuentra igualada o equilibrada cuando cumple dos leyes: . Descomposición: ocurre cuando a partir de un compuesto se producen dos o más sustancias. cuando el ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio para formar el cloruro de sodio y agua. Balanceo de ecuaciones: a. Método de óxido – Reducción . Este carácter aumenta al crecer la afinidad electrónica. Los no metales se comportan como agentes oxidantes. Método de ensayo y error: Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error. Los elementos electropositivos.1. Toda reacción de oxidación esta acompañada de una reacción de reducción. Por ejemplo: cuando el cinc reacciona con el ácido clorhídrico. metales son agentes reductores. Los halógenos y el oxígeno son agentes oxidantes fuertes. oxidándose. Esta técnica empieza balanceando primero los elementos llamados metales. Estas reacciones se llaman REDOX. El agente oxidante: es el elemento o compuesto que capta electrones para reducirse. Ley de las proporciones definidas: “Las sustancias reaccionan según unas relaciones de peso fijas e invariables”. En el ejemplo anterior el hidrógeno pasa de +1 a 0 y cada átomo de hidrógeno gana un electrón Las reacciones de oxidación y reducción suceden simultáneamente. Ley de la conservación de la materia: “La masa de los productos reactivos debe ser igual a la de los productos de reacción”. Estas proporciones fijas vienen representadas en la ecuación química mediante unos números llamados Coeficientes estequiométricos. H 2 N 2 NH 3 b. luego los no metales dejando para el final el hidrógeno y el oxígeno. Ejemplo: Consideremos la reacción del nitrógeno con el hidrógeno para formar amoniaco. El agente reductor: Es el elemento o compuesto que cede electrones. oxidación –reducción: La oxidación es la pérdida de electrones o un aumento en el número de oxidación de un elemento hacia un valor más positivo. cada átomo de cinc pierde dos electrones y aumenta su número de oxidación de 0 a +2 por tanto el cinc sufrió oxidación. 2. Zn 2 HCl ZnCl2 H 2 0 +1 -1 +2 -1 0 Reducción es la ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación hacia un valor menos positivo. 4. de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo. Estos moles pueden ser lbmol. gmol. kgmol . Por ejemplo: La combustión del heptano: Que nos dice la ecuación? C7 H16 11O2 7CO2 8H 2O Nos dice cuales son las relaciones estequiométricas. Podemos ver que un mol (no lbm ni kg) de heptano reacciona con 11 moles de oxigeno para dar 7 moles de dióxido de carbono y 8 moles de agua. tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas. los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual. Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor. Por último el balanceo se termina por el método de ensayo y error. El mecanismo de igualación es el siguiente: 1. la ecuación nos indica en términos de moles (no de masa) las proporciones entre los reactivos y los productos. 3. Termino Oxidación reducción Agente reductor Agente oxidante Sustancia reducida Sustancia oxidada Variación en el # oxidación aumenta disminuye aumenta disminuye disminuye aumenta ∆ electrones pierde Gana Pierde Gana Gana Pierde LA ECUACIÓN QUÍMICA Y LA ESTEQUIOMETRÍA La ecuación química proporciona información tanto cuantitativa como cualitativa indispensable para calcular las cantidades de sustancia que se combinan en un proceso químico. etc. Se asigna como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación. 2. Se determina que compuesto es el oxidante y el reductor y que átomos de estos compuestos son los que varían su número de oxidación. las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente reductor sean los mismos que los aceptados por el agente oxidante. Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos. OJO: Asegúrese que la ecuación este balanceada. Los números que preceden a los compuestos se denominan coeficientes estequiométricos. . 5. para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por factores adecuados.Como los procesos de oxidación-reducción son procesos de intercambio de electrones. Así. . el C7H16 será el reactivo límite. el reactivo que se acabe primero es el reactivo límite. no es e reactivo límite. Esta situación se produce en una reacción química cuando partimos de masas de reactivos que no cumplen exactamente con la relación estequiométrica. Reactivo Limite: Es el reactivo que está presente en menor cantidad que la cantidad estequiometria. El porcentaje de exceso de un reactivo se basa en la cantidad del reactivo en exceso por encima de la cantidad requerida para reaccionar con el reactivo limitante según la ecuación química. en este caso el O2 será el reactivo en exceso. Dicho de otro modo. C7H16 + 11 O2→ 7 CO2+ 8H2O El C7H16. a) Exprese el problema en forma de ecuación b) ¿Cuántos conjuntos de tornillo más tuerca (producto) puede armar? c) ¿Qué tipo de pieza (reactivo) sobró en la ferretería? ¿Qué cantidad? d) ¿Qué tipo de pieza (reactivo) faltó? ¿Qué cantidad? Por ejemplo: Calcular el reactivo límite si se mezclan 1g-mol de C 7H16 con 12g-mol de O2. Por ejemplo: Juan necesita 100 tornillos con dos tuercas cada uno. 2. Se dirige a la ferretería y le informan que solo tienen 80 tornillos y 200 tuercas. Reactivo en exceso: Reactivo en exceso es un reactivo que está presente en exceso del reactivo limitante. SEA QUE LA HAGA O NO. 1. Ahora. Este hecho genera una situación en donde habrá un reactivo limitante y otro en exceso. si se alimenta 1g-mol de C7H16 con 10g-mol de O2. en este caso será el O2. El reactivo limitante es la sustancia que se consume completamente en una reacción y es el que determina o limita la cantidad de producto que se forma. Las relaciones que se obtiene de los coeficientes numéricos de la ecuación química son los coeficientes estequiometricos que nos permite calcular los moles de una sustancia en relación con los moles de otras sustancias que interviene en la ecuación química. si se mezclan dos o más reactivos y la reacción se llevará a cabo hasta su término de acuerdo con la ecuación química. es el reactivo límite.La estequiometría se ocupa de la combinación de elementos y compuestos. Entonces el C7H16. 2 3 CO2 H 2O b. Ejercicios: 1. La conversión: Es la fracción de la alimentación o de algún material clave de la alimentación que se convierte en productos. clasifica cada una de las siguientes ecuaciones: H CO a. La cantidad requerida de un reactivo la establece el reactivo limitante y puede calcularse para todos los demás reactivos a partir de la ecuación química. Pureza de los reactivos: La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio no son 100% puras. aire en exceso. H 2O SO3 H 2 SO4 g. Es importante disponer de esta información antes de usar cualquier sustancia química para llevar a cabo una dada reacción. En las reacciones de combustión se usa comúnmente un término. que por lo regular es el porcentaje o fracción del reactivo limitante que se convierte en productos. poseen una cantidad determinada de otras sustancias no deseadas llamadas impurezas.4 g corresponden a NaCl y 0.4%. La conversión tiene que ver con el grado de conversión de una reacción. pues de lo contrario la confusión será absoluta. si poseemos NaCl 99.Donde los moles en exceso con frecuencia se pueden calcular como los moles totales disponibles de un reactivo menos los moles requeridos para reaccionar con el reactivo limitante. 3.6 g a impurezas. Incluso si solo una parte del reactivo limitante reacciona realmente. Según el tipo de reacción que ocurra. Zn 2 HCl ZnCl2 H 2 c. se refiere a la cantidad de aire disponible para reaccionar que está en exceso del aire que en teoría se requiere para quemar por completo el material combustible. As2O3 2 H 2 S As2 S3 3H 2O e. Así pues. el porcentaje de conversión es: *100 Es preciso especificar cuál es la base de cálculo para los cálculos en la alimentación y en qué productos se está convirtiendo esa base de cálculo. las cantidades requerida y en exceso se basan en la cantidad total de reactivo limitante como si hubiera reaccionado por completo.6% de la masa total. sabemos que las impurezas están representando el 0. 2 Mg O2 2 MgO d. 2 Na 2 H 2O 2 NaOH H 2 f. Ca OH 2 CaO H 2O . es decir de 100 g de muestra 99. 4. Por ejemplo. agua+trióxido azufre ácido sulfúrico b.2g R = 29. del 60% de pureza o riqueza en carbonato de calcio. Cl2 H 2O HCl O2 j.-¿Cuántos gramos de hierro hay que hacer reaccionar con suficiente ácido clorhídrico para obtener 3L de (R = 6.-El cloro se obtienen según la reacción: 28.81 g) Fe (s) + HCl (aq) ⇒ FeCl 2 4 4 2 (s) + H (g) hidrógeno medidos a 17ºC y 700 mmHg? 25. PbO NH 3 Pb N 2 H 2O 3.-Se tratan 3. por el método de ensayo y error. tricloruro de fósforo + agua ácido fosforoso + ácido clorhídrico d.15 g/mL. NO2 H 2 NH 3 H 2O i. CaC2 H 2O Ca (OH ) 2 C2 H 2 2 Cl2 CCl4 S 2Cl2 c. amoniaco + oxigeno diosido de nitrógeno + agua c. C4 H10 O2 CO2 H 2O f.4 L R = 0. Zn HCl ZnCl2 H 2 h. oxido de aluminio + ácido clorhídrico tricloruro de aluminio + agua 24. KClO3 KCl O2 e. 29. tiene lugar según la reacción: (g) + H O (g) . CS a.6 g de C H ? (0. con una disolución de ácido clorhídrico del 30% (p/p) y densidad 1. cloruro de calcio y agua.-Una muestra de 2.62 g de butano? (R = 41. los productos de la reacción son dióxido de carbono. C H 26.1 g) PbF + PbCl ⇒ PbF + PbCl 30.67 g) b)¿Cuántos moles de CO y H O se producen en la combustión de 11. Escribe las ecuaciones de las siguientes reacciones y equilibrios por el método de ensayo y error. Al Cr2O3 Al2O3 Cr d. la reacción transcurre a 740 mmHg y 17ºC: R = 133.2.-¿Qué masa de cloruro de plomo (II) se puede obtener a partir de una mezcla de reacción que contiene 20g de cloruro de plomo(IV) y 45g de fluoruro de plomo (II)? (R = 32.18g de Cu con HNO diluido según la reacción: Cu(s) +HNO (aq) ⇒ Cu(NO ) (s)+ NO(g) + H O(l) 27. b.8molCO y 1molH O) .255L 2 2 C H (g) + O (g) ⇒ CO a)¿Cuántos gramos de oxígeno son necesarios para quemar 11.890g de estaño puro reacciona con gas fluor hasta alcanzar el producto obtenido un peso Sn (s) + F (g) ⇒ SnF R = 1. Al OH 3 Al2O3 H 2O g.08 L b)Con los datos del problema. Balacea las siguientes ecuaciones químicas.-La combustión del butano.-Se hace reaccionar 200g de caliza (CaCO ). obtener la composición centesimal del compuesto. a.
Report "6.La Ecuación Química y La Estequiometría-estudiantes15b"