Tema 3: Reacciones químicas

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1 Tema 3: Reacciones químicas Esquema de trabajo: 1. La reacción química: A. Cambio físico B. Cambio químico C. Concepto de reacción D. Ecuación química 2. La masa en las reacciones químicas: A. Ley de Lavoisier. B. Ajuste de reacciones C. El mol en las reacciones químicas D. Relaciones estequiométricas. 3. Volúmenes en las reacciones químicas: A. Molaridad B. Ecuación de los gases ideales 4. Energía en las reacciones químicas 1. La reacción química Los sistemas materiales pueden presentar dos tipos de cambios: Cambio físico: es aquel en el que la naturaleza (composición) de la sustancia cambiante no se altera. Por ejemplo : cualquier cambio de estado: Fusión Hielo (H 2 O) Agua (H 2 O) Cambio químico: es aquel en el que si se altera la naturaleza (composición) de la sustancia cambiante. Por ejemplo: El azufre se combina con el cobre para dar sulfuro cúprico. S + Cu CuS 1

2 Los cambios químicos tienen lugar mediante una reacción química. Una reacción química es un proceso por el cual, una sustancia inicial, llamada reactivo, se transforma en una sustancia final, de distinta naturaleza, llamada producto. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Escribiremos en el primer miembro los reactivos y en el segundo miembro, los productos, uniendo ambos mediante una flecha: Reactivos productos A + B C Esta reacción se puede interpretar: el reactivo A reacciona con el reactivo B para dar el producto C En ocasiones, es necesario reflejar el estado de agregación de las sustancias participantes en la reacción. Para ello, utilizaremos unos subíndices: (s) sólido (l) líquido (g) gaseoso (ac) (aq) (dis) en disolución. Por ejemplo: C (S) + O ( g) CO 2 (g) El carbono, en estado sólido, reacciona con el oxígeno gaseoso para formar dióxido de carbono gaseoso. 2. Ley de conservación de la masa: Ley de Lavoisier La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, afirma que en toda reacción química la masa permanece constante.. dicho de otro modo, que la suma de las masa de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. C + O 2 CO 2 Por ejemplo: el carbono reacciona con el oxígeno gaseoso para dar lugar dióxido de carbono: C + O 2 CO 2 Si hacemos reaccionar 24 de g carbono y se obtienen 88 g de CO 2. cuántos gramos de oxígeno se han utilizado? C + O 2 CO 2 24 X 88 Aplicando la ley de Lavoisier: Masa reactivos = masa productos Masa C + masa O = masa CO X = 88 X = X = 64 g de oxígeno se han utilizado. 2

3 Ajuste de una reacción química: La ley de conservación de la masa pone en evidencia una máxima: en ambos miembros de una reacción química deben existir el mismo número de átomos de cada elemento. Si no es así, la reacción no está ajustada: Reactivos 1 átomo de carbono 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno Productos 1 átomo de carbono 3 átomos de oxígeno 2 átomos de hidrógeno Reacción no ajustada Para solucionar este problema, debemos colocar unos números delante de las fórmulas de cada sustancia para ajustar la reacción, estos números reciben el nombre de coeficientes estequiométricos, una vez colocados, correctamente, diremos que la reacción está ajustada: Reactivos 1 átomo de carbono 4 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno Productos 1 átomo de carbono 4 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno Reacción ajustada La reacción química nos informa no sólo de las sustancias reaccionantes, sino de la proporción en la que interviene cada una de ellas, asi podemos leer: una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para formar una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua 3

4 El mol en las reacciones químicas El hecho de que los átomos y las moléculas presenten un tamaño tan pequeño provocaba un problema a la hora de trabajar con ellos, si bien la masa de átomos y moléculas quedaba perfectamente recogida en u.m.a, se hacía difícil trabajar con un número de moléculas o de átomos que participaban en una reacción química ya que resultaba imposible contarlos. Para resolver este problema, se tuvo que definir una nueva magnitud llamada cantidad de sustancia, cuya unidad de medida es el MOL Qué es un mol? Un mol de una sustancia es aquella cantidad de esa sustancia que contiene tantas partículas representativas como átomos hay en 12 gramos de carbono 12. El número de átomos que hay en 12 g de carbono 12 es igual a , cifra que se conoce como Número de Avogadro (N A ). Como partículas representativas entenderemos: Átomos, si hablamos de elementos Moléculas, si hablamos de compuestos Veamos unos ejemplos para comprender este concepto: Ejemplo: 1 molécula de H 2 O = 18 u. 1 mol de H 2 O = moléculas de H 2 O = 18 g 18 u. 18 g 1 átomo de Fe = 55,8 u. 1 mol de Fe = átomos de Fe = 55,8 g 55,8 u 55,8 g Masa molar Se llama masa molar de una sustancia a la masa de un mol de dicha sustancia y se expresa gramos/mol ( g/mol), por ejemplo: Masa molar del Fe = 55,8 g/mol Masa molar del H 2 O = 18 g/mol 4

5 La masa molar de un compuesto se calcula fácilmente conociendo las masas molares de los elementos que lo forman y la fórmula del compuesto. Ejemplo: calcula la masa molar (M) del H 2 SO 4 a partir de los siguientes datos: M H = 1 g/mol M S = 32 g/mol M O = 16 g/mol Observando la fórmula del compuesto: 2 moles de H x 1 g/mol = 2 g H 2 SO 4 1 mol de S x 32 g/mol = 32 g 4 moles de O x 16 g/mol = 64 g dsder Masa molar del H 2 SO 4 = 98 g M H 2SO 4 = 98 g/mol Relaciones estequiométricas El concepto de mol es aplicable a las reacciones químicas, de hecho, muchas veces,resulta aconsejable, ya que puede abreviar bastante el problema. Los coeficientes estequiométricos, no sólo nos van a informar del número de átomos o moléculas de cada sustancia que participa en la reacción, sino también del número de moles de cada sustancia participante, vamos al siguiente ejemplo: Ejemplo: supongamos la siguiente reacción ajustada: 2 C + O 2 2 CO 2 C + O 2 2 CO 2 átomos reacciona con 1 molécula para dar 2 moléculas 2 moles reacciona con 1 mol para dar 2 moles 24 g reacciona con 32 g para dar 56 g observa como se cumple la ley de Lavoisier: 24 g + 32 g = 56 g Podemos leer la ecuación química de la forma que más nos interese 5

6 3. Volúmenes en Reacciones Químicas Si un reactivo aparece en disolución es vital conocer la molaridad de la misma para conocer la masa del reactivo presente en la reacción siempre y cuando la muestra del mismo sea de volumen conocido. Si la sustancia participante en la reacción aparece en forma gaseosa, la relación existente entre su volumen y su masa vendrá dada por la ecuación de los gases perfectos: PV = nrt P= presión del gas V= volumen del gas.n= número de moles R= cte. Universal de los gases T = temperatura del gas R= atm l mol K Cuando trabajamos en condiciones normales de presión y temperatura (273 K y 1 atm) el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es de 22,4 L. V = nrt = P 1 = 22,4 L 4. Energía en las reacciones químicas En toda reacción química se pone en juego una determinada cantidad de energía. A esta cantidad de energía, se le denomina Energía de reacción. Se calcula restando la energía de los productos menos la energía de los reactivos: E reacción = E productos - E reactivos Desde el punto de vista energético podemos entender la existencia de dos tipos de reacciones: Reacciones exotérmicas: son aquellas reacciones que liberan energía al exterior. Por lo que la energía de los productos será menor que la de los reactivos, de tal manera que la energía de reacción será negativa. Reacciones endotérmicas: son aquellas reacciones que absorben energía del exterior. Por lo que la energía de los productos es mayor que la de los reactivos, de tal manera que la energía de reacción será positiva. 6

7 Gráfica de Energía en reacción endotérmica E > 0 Gráfica de Energía en reacción Exotérmica E < 0 7

8 EJERCICIOS Y PROBLEMAS 1.- Si tenemos 80 g. de Fe 2 (SO 4 ) 3 : A. cuántos moles de la sal tenemos? B. cuántas moléculas? Datos: M Fe = 55,8 g/mol M s = 32 g/mol M o = 16 g/mol 2.- Cuántos gramos pesan moléculas de SO 2? Cuántos gramos contienen 5 moles de SO 2? Datos: M s = 32 g/mol M o = 16 g/mol 3.- Ajusta las siguientes reacciones: A. Na 2 SO 4 + BaCl 2 NaCl + BaSO 4 B. FeS + O 2 Fe 2 O 3 + SO 2 C. Al + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 D. Al + HCl AlCl 3 + H 2 E. N 2 + H 2 NH 3 F. Na + H 2 O NaOH + H 2 (g) G. H 2 S + O 2 SO 2 + H 2 O H. C 5 H 12 + O 2 CO 2 + H 2 O I. HCl + MnO 2 Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O 4.- Nitrógeno gaseoso reacciona con el hidrógeno para formar amoniaco. N 2 + H 2 NH 3 Calcula: A. Moles de NH 3 que se forman a partir de 10 moles de H 2 B. Moles de N 2 que necesitamos para que reaccionen com los 10 moles de H El metano reacciona con el oxígeno molecular para dar dióxido de carbono y agua. CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O Si en una reacción se forman 10 g de CO 2, calcula: A. Cuántos moles de metano fueron necesarios? B. Cuántos gramos de oxígeno? C. Qué volumen ocuparán los 10 de CO 2 en condiciones normales de presión y temperatura? Datos: M C = 12 g/mol M H = 1 g/mol M o = 16 g/mol 6.- Si introducimos 30 g de CO en un matraz, calcula: A. Nº de moles de CO B. Nº de moléculas de CO C. Volumen ocupado por el gas en condiciones normales D. Volumen a 25ºC y 3 atm de presión 8

9 7.- Qué diferencia hay entre una reacción endotérmica y una reacción exotérmica? Dibuja sus diagramas de energía. De acuerdo con el dibujo, clasifica las siguientes reacciones desde un punto de vista energético A + B C D + E F Dibuja el diagrama energético de ambas reacciones 8.- El aluminio reacciona con el cloro para dar tricloruro de aluminio, según la reacción: Al + Cl 2 AlCl 3 A. Cuántos gramos de aluminio hacen falta para obtener 50 g de AlCl 3? B. Cuántos gramos y moles de cloro serán necesarios para reaccionar con los anteriores gramos de alumnio? qué volumen ocuparán en condiciones normales? y a 0.3 atm y 10 ºC? Datos: M Al = 27 g/mol M Cl = 35,5 g/mol 9