1. Que diferencia hay entre una ecuación y una reacción química? Características de la ecuación:

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1 NOMBRE: FECHA: COLEGIO PEDAGOGICO DE LOS ANDES REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA PROFESOR: JOSE BENJAMIN VILLAMIZAR MALDONADO INTRODUCCIÓN La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reactivos en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio. REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras. Ejemplo: El H y el O reaccionan para formar un nuevo compuesto H O. Las sustancias iníciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos. LA ECUACIÓN QUÍMICA En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas. HCl + NaOH NaCl + H O Reactivos productos 1. Que diferencia hay entre una ecuación y una reacción química? Características de la ecuación: 1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución). Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos. ejemplo:. solar 6CO + 6H O Luz ( ) ( l) C6H 1O6( s) + 6O g ( g ) 3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen. Ejemplo: H (g) + O (g) H O (l) kcal 5. Si hay una delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción; ejemplo: KClO 3 KCl + O. Que son catalizadores? De ejemplos 3. Que es una caloría? 4. Cuales son las características de una ecuación química 1

2 TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en: NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO Composición o síntesis Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto CaO (s) + H O (l) Ca(OH) (ac) Descomposición o análisis Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula : HgO (s) Hg (l) + O (g) Neutralización En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y agua. H + SO4( ac) + NaOH ( ac) NaSO4( s) H O( l) Desplazamiento Un átomo sustituye a otro en una molécula CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu Intercambio o doble desplazamiento Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan K S + MgSO 4 K SO 4 + MgS Sin transferencia de electrones Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones. Reacciones de doble desplazamiento Con transferencia de electrones (REDOX) Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos. Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento Reacción endotérmica Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo. NaH Na(s) + H (g) Reacción exotérmica Es aquella que desprende calor cuando se produce. C grafito + H (g) C H (g) H= kcal

3 5. Escriba otros ejemplos de cada tipo de ecuación química. BALANCEO DE ECUACIONES Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones: 6. que es una ecuación química. Explique 1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos. Ejemplo: N + H NH 3 En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente al NH 3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento. N + H NH 3 Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H reactante: N + 3H NH 3 La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos. 7. En que consiste el método de balanceo por tanteo, realice otros ejemplos. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla: BALANCEO DE ECUACIONES CAMBIO EN ELECTRONES CAMBIO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN Oxidación Perdida Aumento Reducción Ganancia Disminución Agente oxidante ( sustancia que se reduce) Gana Disminuye Agente reductor ( sustancia que se oxida) Pierde Aumenta 3

4 Como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos. El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente: 8. Que diferencia existe entre oxidación y reducción? 9. cual es la diferencia entre el agente oxidante y el agente reductor 10. en que consiste el método de oxido reducción (a) Se escribe la ecuación del proceso. Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación. Mn + 4 O + H + Cl Mn + Cl 1 + Cl 0 + H + O (b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales. Mn +4 + e- Mn + Cl -1 + e- Cl 0 (c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados. (d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual. MnO + HCl MnCl + Cl + H O (c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error. EJEMPLO: MnO + 4HCl MnCl + Cl + H O - Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación (1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO 3 a + en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de - en H S a 0 en S. 4

5 () El esquema de igualación de electrones es como sigue: N e - N + ( cambio de -3) (a) S - S 0 + e - ( cambio de +) (b) (3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (a) por,y la ecuación (b) por3 N e - N + (3a) 3S - 3S 0 + 6e - (3b) (4) Por tanto, el coeficiente del HNO 3 y del NO es, y el del H S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente; HNO 3 + 3H S NO + 3S (4a) (5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( de HNO 3 y 6 del H S) deberán formar 4H O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será: HNO 3 + 3H S NO + 3S + 4H O (4a) 11. Realice ejemplos de balanceo por oxido reducción ION ELECTRÓN Los pasos de este método son los siguientes: a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación. 5

6 b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor. c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras, puede añadirse H O y H + para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H O en el miembro. Luego se emplean H + para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH -. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H O en el mismo miembro y OH - en el otro miembro. d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación. e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones. f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse. g) Simplificar los coeficientes. EJEMPLO: Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electrón : Cr O Fe + Cr +3 + Fe +3 (1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son: Cr O 7 - Cr +3 ( para el agente oxidante) (1a) Fe + Fe +3 ( para el agente reductor) (1b) () Se efectúa el balanceo de átomos. La semirreacción (1a) exige 7H O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H + a la izquierda para igualar los H +. La (1b) está balanceada en sus átomos: Cr O H + Cr H O (a) Fe + Fe +3 (b) 6

7 (3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (a) la carga neta en el lado izquierdo es + 1 y en el lado derecho es + 6; por tanto deben añadirse 6e - en el lado izquierdo. En la ecuación (b) se suma 1e - en el lado derecho para igualar la carga de + en el lado izquierdo: Cr O H + + 6e - Cr H O (3a) Fe + Fe +3 e - (3b) (4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6: Cr O H + + 6e - Cr H O (4a) 6Fe + 6Fe +3 6e - (4b) (5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones: Cr O H + + 6Fe + Cr H O + 6Fe +3 ESTEQUIOMETRIA La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Reacción química: proceso en el cual una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno gas (H ) puede reaccionar con oxígeno gas(o ) para dar agua(h 0). La ecuación química para esta reacción se escribe: El '+' se lee como reacciona con y la flecha significa produce. Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos. A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos de la reacción. Los números al lado de las formulas son los coeficientes( el coeficiente 1 se omite). H + O H O Reactivos productos Qué le ocurre a la material cuando sufre una reacción química? 7

8 Según la ley de la conservación de la masa los átomos ni se crean, ni se destruyen, durante una reacción química. Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada. H + O H O Balanceo de las ecuaciones químicas: 1. Determinar los reactivos y los productos de la reacción química. Escribir la ecuación química reactivos productos 3. Balancear la ecuación; para ello: Se empieza por igualar la ecuación probando diferentes coeficientes para lograr que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. (Nota: No se pueden modificar los subíndices de las fórmulas). Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos: las fórmulas que contienen estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Por lo tanto, no es necesario ajustar los coeficientes de estos elementos en ese momento. A continuación, se buscan los elementos que aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero con diferente número de átomos y se balancean estos elementos. Por último se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación. 4. Se verifica la ecuación igualada para asegurarse de que hay el mismo número total de átomos de cada tipo en ambos lados de la flecha de la ecuación. 1. Que es estequiometria? Ejemplo: Consideremos la combustión del gas butano (C 4 H 10 ) en el aire. Esta reacción consume oxígeno (O ) y produce agua (H O) y dióxido de carbono (CO ). Podemos entonces escribir la ecuación química: Ahora contamos el número de átomos de cada elemento en reactivos y productos: C + 4H10 + O H O CO El carbono y el hidrógeno aparecen en un compuesto de los reactivos y en otro de los productos. Hay cuatro veces más de átomos decarbono en los reactivos que en los productos y cinco veces más hidrógeno en los reactivos que en los productos. Podemos arreglar esto cuadriplicando el número de 8

9 moléculas de dióxido de carbono y quintuplicando el número de moléculas de agua: C 5 + CO 4H10 + O H O 4 Ahora que ya están balanceados los átomos de carbono e hidrógeno, falta ajustar los átomos de oxígeno. Ya que hay dos átomos en los reactivos y 13 en los productos bastaría con multiplicar por el coeficiente 13/. 13 C + 4H10 + O 5H O 4 CO La preferencia es utilizar como coeficientes números enteros y no fraccionarios, así que tenemos que multiplicar la ecuación por : C + CO 4H O 10H O 8 Ahora ya tenemos la ecuación balanceada y la podemos leer como: dos moléculas de butano reaccionan con trece de oxígeno produciendo diez moléculas de agua y ocho de dióxido de carbono. El estado físico de los reactivos y productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente. Por ejemplo: CO(g) + O (g) CO (g) HgO(s) Hg(l) + O (g) Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, se escribe: NaCl(s) NaCl(ac) dónde ac significa disolución acuosa. Al escribir H O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar. El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO 3 ) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr). KBr(ac) + AgNO 3 (ac) KNO 3 (ac) + AgBr(s) Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar 9

10 de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO 3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan. REACTIVOS LIMITANTES Supongamos que estamos preparando el almuerzo para un grupo de escolares: un sandwich de jamón y queso. Para preparar un sándwich necesitaremos dos rebanadas de pan de molde, una loncha de jamón y otra de queso. Hay 45 rebanadas de pan, 5 lonchas de queso y 19 de jamón. Podremos preparar 19 sandwichs de jamón y queso y ni uno más porque no hay más jamón. Decimos entonces que el jamón es el ingrediente limitante del número de sandwichs preparados. En una reacción química la situación es similar: una vez se haya consumido uno de los reactivos la reacción se para. Así si queremos obtener agua a partir de 10 moles de hidrógeno y 7 moles de oxígeno, cómo la estequiometría de la reacción es moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para dar dos moles de agua, una vez haya reaccionado todo el hidrógeno nos quedarán dos moles de O y se habrán obtenido 10 moles de agua. Al reactivo que se ha consumido en su totalidad en una reacción química se le denomina reactivo limitante, ya que limita la cantidad de producto formado. Así en el ejemplo anterior el hidrógeno era el reactivo limitante, ya que con los 7 moles de oxígeno podríamos haber obtenido 14 moles de agua. Cómo operar para conocer cuál es el reactivo limitante de una reacción? Calculando los moles de producto que se obtienen con cada reactivo, suponiendo que el resto de reactivos están en cantidad suficiente. Aquel reactivo que nos dé el menor número potencial de moles de producto es el reactivo limitante. Al resto de reactivos, presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante, se les denomina reactivos en exceso. Considere la siguiente reacción: NH 3 (g) + CO (g) (NH ) CO(ac) + H O(l) Suponga que se mezclan 637, g de NH 3 con 114 g de CO. Cuántos gramos de urea [(NH ) CO] se obtendrán? 1. Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles: 10

11 . Ahora definimos la proporción estequiometria entre reactivos y productos: a partir de moles de NH 3 se obtiene1 mol de(nh ) CO a partir de 1 mol de CO se obtiene 1 mol de (NH ) CO 3. Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad: 4. El reactivo limitante es el (NH 3 ) y podremos obtener como máximo moles de urea. 5. Y ahora hacemos la conversión a gramos: RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se denomina el rendimiento teórico de la reacción, La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción es el rendimiento real Rendimiento real < Rendimiento teórico Razones para explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico: Muchas reacciones son reversibles, de manera que no proceden 100% de izquierda a derecha. Aún cuando una reacción se complete en un 100%, resulta difícil recuperar todo el producto 11

12 del medio de la reacción (como sacar toda la mermelada de un bote) Los productos formados pueden seguir reaccionando entre sí o con los reactivos, para formar todavía otros productos. Estas reacciones adicionales reducen el rendimiento de la primera reacción. El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico: Por ejemplo en el ejercicio anterior calculábamos que se formarían 114 g de urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen g el porcentaje de rendimiento sería: El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la temperatura y la presión. CONSULTAS EN INTERNET 1. El origen del concepto de mol. Biografía de Amadeus Avogadro 3. Biografía de Antoine Laurent Lavoisier 4. Ley de la conservación de la materia 5. Reacciones exotérmicas y endotérmicas (aplicaciones) 6. Síntesis de algunos medicamentos 7. Análisis de sustancias químicas 8. Aceleradores de partículas 9. Partícula de Dios 10. Origen de la materia 11. Reacciones que ocurren en el sol 1. Reacciones químicas en los seres humanos 13. Tres mas.. 1