LAS REACCIONES QUÍMICAS

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1 1- REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS 1.1- LA REACCIÓN 1.- EL AJUSTE DE REACCIONES - ESTEQUIOMETRÍA.1- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.- REACTIVO LIMITANTE.3- REACTIVOS IMPUROS.4- REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.5- RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN 3- TIPOS DE REACCIONES 3.1- SEGÚN LA TRANSFORMACIÓN - REACCIONES DE COMBINACIÓN - REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN - REACCIONES DE SUSTITUCIÓN 3.- SEGÚN LA PARTÍCULA QUE SE TRANSFIERE - REACCIONES DE ÁCIDO- BASE - REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN 1

2 1.- REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS 1.1- LA REACCIÓN Las sustancias pueden experimentar dos tipos de transformaciones: los cambios físicos y los cambios químicos. Los cambios físicos no suponen transformaciones en la naturaleza o composición de la sustancia, son cambios químicos los cambios de volumen, los cambios de estado En un cambio químico, las sustancias modifican su naturaleza o composición, transformándose en sustancias distintas. Los cambios químicos reciben el nombre de reacciones químicas. Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias, a las que llamamos reactivos, se transforman en otra u otras sustancias de distinta naturaleza, llamadas productos. En una reacción química los átomos que forman los reactivos son los mismos que forman los productos, pero reorganizados, reagrupados de manera distinta. Observa en la imagen como, tanto el tipo de átomos, como la cantidad de átomos de cada tipo, es la misma en los reactivos y en los productos. ECUACIONES QUÍMICAS Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química mediante fórmulas químicas que nos muestra lo que ocurre en dicha reacción. En una ecuación química se escriben a la izquierda las fórmulas de las sustancias de partida (reactivos) y, a la derecha, las de las sustancias finales, los productos. La transformación se representa mediante una flecha, que se lee reacciona para formar. Entre paréntesis, detrás de cada fórmula se expresa el estado de agregación en el que se encuentran las sustancias. La formación de precipitados, compuestos sólidos, puede expresarse mediante una flecha hacia abajo ( ) y la formación de gases, mediante una flecha hacia arriba ( ). Mediante coeficientes numéricos se ajusta el número de átomos a ambos lados de la ecuación. EJEMPLO: KClO3 (s) KCl (s) + 3 O (g)

3 1.- EL AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS En las reacciones se debe cumplir la ley de conservación de la masa, debe haber el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. Si no ocurre así, es necesario ajustar la ecuación mediante coeficientes, enteros o fraccionarios, delante de las fórmulas. El ajuste de las reacciones es muy sencillo si sigues los pasos siguientes: PROCEDIMIENTO PARA AJUSTAR ECUACIONES EJEMPLO: C4H10 (g) + O (g) CO (g) + HO (g) Se empieza por los átomos que no sean ni H ni O Se ajustan los átomos de C. hay 4 en los reactivos y 1 en los productos; se coloca un 4 delante del CO C4H10 (g) + O (g) 4 CO (g) + HO (g) Los átomos de H deben ser los penúltimos en ajustarse Como no hay ningún otro átomo distinto al H ahora se ajusta este. Hay 10 en los reactivos y solo en los productos, colocamos un 5 delante del HO C4H10 (g) + O (g) 4 CO (g) + 5 HO (g) Al colocar un coeficiente se comprueba si se han alterado el resto de En este caso no se ha alterado los coeficientes anteriores átomos, de ser así,se reajustan Los átomos de oxígeno se ajustan al final En los reactivos hay átomos de oxígeno y 13 en los productos. Se ajusta poniendo un C4H10 (g) delante del O O (g) 4 CO (g) + 5 HO (g) si se quiere ajustar con números enteros se multiplica la ecuación por C4H10 (g) + 13 O (g) 8 CO (g) + 10 HO (g) Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química muestran la proporción con la que participa cada sustancia en la reacción, sirven para calcular las cantidades de cada sustancia, utilizando como magnitud la cantidad de sustancia y su unidad, el mol. A Ajusta las siguientes ecuaciones químicas: a) CH4 + O CO + HO b) NH3 + O NO + HO c) Al(NO3)3 + NaS AlSO3 + NaNO3 d) Mg3N + HO Mg(OH) e) KNO3 O + KNO f) FeS + O FeO3 + SO g) CaCO3 + HCl CaCl + CO + HO h) NaCO3 + Ca(OH) NaOH + CaCO3 3

4 - ESTEQUIOMETRÍA La estequiometría es la parte de la química que se dedica al cálculo de las relaciones cuantitativas existentes entre los reactivos y productos de una reacción. Permite calcular la cantidad de una sustancia pura a partir de una cantidad dada de otra..1- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Las ecuaciones estequiométricas son la base de estos cálculos. El método de cálculo más sencillo consiste en partir de la relación en moles que existe entre dos de las distintas sustancias puras y establecer una proporción directa, que viene dada por los coeficientes estequiométricos de la reacción. Sistematización de los cálculos: -Se escribe la ecuación química ajustada -Se coloca debajo de la fórmula del compuesto dato y del compuesto problema los datos facilitados por el enunciado y la incógnita - Se extrae de la ecuación química la relación estequiométrica, se plantea la proporción y se resuelve RESUELTA Si 3 gramos de hidrógeno gaseoso reaccionan con un exceso de nitrógeno gaseoso para dar amoniaco, también gaseoso, qué masa de amoniaco se formará? 1- Se escribe la ecuación química ajustada: H(g) + N (g) NH3 (g) ajustando la ecuación queda como 3 H(g) + N (g) NH3 (g) - Se coloca debajo de la fórmula del compuesto dato y del compuesto problema los datos facilitados por el enunciado y la incógnita: 3 H(g) + N (g) NH3 (g) 3 g exceso X 3- Se extrae de la ecuación química la relación estequiométrica, se plantea la proporción y se resuelve: el reactivo que está en exceso no nos sirve para hacer los cálculos, por tanto la relación es: se producen mol de amoniaco por cada 3 mol de hidrógeno que reacciona calculamos la cantidad de hidrógeno en mol: n= m 3 = =16 mol de H Mm mediante factores de conversión, usando la proporción que indican los coeficientes, calculamos la masa de NH3 que se obtiene: 16 mol de H mol de NH 3 17 g de NH 3 =181,33 gramos de NH 3 3 molde H 1 mol de NH 3 4

5 B Se hacen reaccionar 45 gramos de butano (C 4H10) con un exceso exceso de oxígeno, obteniéndose dióxido de carbono y agua. Escribe la ecuación ajustada y calcula la masa de dióxido de carbono y de agua que se formará Masas atómicas: C 1; O 16; H 1 C Se hace reaccionar 10 g de zinc metálico con ácido sulfúrico en exceso. Calcula el volumen de hidrógeno que se obtiene, medido a 7ºC y 740 mm de Hg. (La reacción genera sulfato de zinc y desprende hidrógeno gaseoso) Masas atómicas: S 3; O 16; Zn 65,4; H 1 D Al añadir agua al carburo de calcio, se produce hidróxido de calcio y gas acetileno (CH). Calcula la mas de carburo de calcio y agua que se necesita para obtener 4,1 litros de acetileno a 7ºC y 1760 mm de Hg. Masas atómicas: Ca 40; C 1; O 16; H 1 Mm MASA REACTIVO 1 estequiometría MOLES REACTIVO 1 MOLES PRODUCTOS O REACTIVO Mm MASA PRODUCTOS O REACTIVO PV = nrt VOLUMEN PRODUCTOS O REACTIVO.- REACTIVO LIMITANTE Como sabemos de las leyes ponderales (estudiadas en el tema 1), las relaciones que intervienen reacción química son fijas. Si mezclamos cantidades aleatorias de reactivos, lo más probable es que haya exceso de uno de ellos, es decir, que el otro limite la cantidad de producto que se obtiene. A éste le llamamos reactivo limitante y los cálculos estequiométricos se realizan siempre con él. Cualquier cálculo en una reacción química debe hacerse a partir del reactivo limitante. RESUELTA Se hacen reaccionar 0 gramos de nitrógeno gas con 3 gramos de hidrógeno gas para formar amoniaco gaseoso. Calcula la masa de amoniaco que se formará. Masas atómicas: N 14, H 1 1- Se escribe la ecuación química ajustada: H(g) + N (g) NH3 (g) ajustando la ecuación queda como 3 H(g) + N (g) NH3 (g) 5

6 - Se coloca debajo de la fórmula del compuesto dato y del compuesto problema los datos facilitados por el enunciado y la incógnita: 3 H(g) + N (g) NH3 (g) 3 g 0 g X 3- Se calcula cuál es el reactivo limitante: 3 g de H 1mol de H 1mol de N 8 g de N =149,33 gramos de N esta sería la cantidad de g de H 3 mol de H 1 mol de N N necesaria, como no se dispone de esta cantidad, el N es el limitante. 3- Se extrae de la ecuación química la relación estequiométrica, se plantea la proporción y se resuelve: el reactivo que está en exceso no nos sirve para hacer los cálculos, por tanto la relación es: se producen mol de amoniaco por cada mol de nitrógeno que reacciona calculamos la cantidad de nitrógeno en mol: n= m 0 = =0,7143 mol de N M m 8 mediante factores de conversión, usando la proporción que indican los coeficientes, calculamos la masa de NH3 que se obtiene: 0,7143 mol de N mol de NH 3 17 g de NH 3 =4,86 gramos de NH 3 1 mol de N 1 mol de NH 3 E Se hacen reaccionar a altas temperaturas 6,4 gramos de azufre con 6,5 gramos de hierro y se obtiene sulfuro de hierro (II). a) Cuál es el reactivo limitante? b) Qué cantidad de producto se ha formado? c) Qué cantidad de reactivo en exceso ha quedado al final de la reacción? Masas atómicas: S 3, Fe 55,85 F Se introducen 13,5 gramos de aluminio metálico en 500 ml de una disolución 1,7 M de ácido sulfúrico. Sabiendo que uno de los productos es hidrógeno gaseoso, calcula: a) La cantidad de ácido sulfúrico que queda sin reaccionar b) El volumen de gas obtenido a 7 ºC y atm.3- REACTIVOS IMPUROS Algunos reactivos no se encuentran totalmente puros, sino que van mezclados con otras sustancias que se consideran impurezas. Al hacer los cálculos suponemos que las impurezas son inertes. 6

7 Para trabajar con estos reactivos impuros es necesario disponer de un dato adicional, la riqueza o tanto por ciento de sustancia pura que contienen. El procedimiento a seguir se explica en la siguiente actividad resuelta. RESUELTA Se quema 1 kg de mineral cuya riqueza en carbono es del 90%. Halla el volumen de CO formado en condiciones normales. Masas atómicas: C 1; O 16 RECUERDA: Cuando se quema un compuesto que contiene carbono se produce una combustión, una reacción con oxígeno, cuyos productos son siempre dióxido de carbono y agua. 1- Se escribe la ecuación química ajustada: C (S) + O (g) CO (g) (en este caso no se forma agua porque se trata solo de carbono) ajustando la ecuación queda como de la misma manera - Se coloca debajo de la fórmula del compuesto dato y del compuesto problema los datos facilitados por el enunciado y la incógnita: C (S) + O (g) CO (g) 1 Kg VCO 90% C.N 3- Se calcula cuál es la cantidad pura de carbono que reacciona: 1000 g de mineral(imp) 90 g de C ( puro) =900 gramos de C ( puro) esta sería la cantidad de C 100 g de mineral que reaccionaría con el oxígeno. 3- Se extrae de la ecuación química la relación estequiométrica, se plantea la proporción y se resuelve: el reactivo que está en exceso, el O en este caso, no nos sirve para hacer los cálculos, por tanto la relación es: se producen 1 mol de CO por cada mol de C que reacciona mediante factores de conversión, usando la proporción que indican los coeficientes, calculamos la cantidad de CO, en mol, que se obtiene: 900 g de C 1 mol de C 1 g de CO =75 mol de CO 1 g de C 1 molde C 4- Con la ecuación de estado de los gases ideales calculamos el volumen de CO, o, en su caso, mediante factores de conversión: RECUERDA: 1 mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura ocupa un volumen de,4 litros. 75 mol de CO,4 L de CO =1680 Lde CO 1mol de CO 7

8 G El carbonato de calcio de las rocas calizas se descompone, al ser calentado, en óxido de calcio y dióxido de carbono. Calcula: a) La cantidad de óxido de calcio que se puede obtener a partir de la descomposición de 1 Kg de roca caliza que contiene un 70% de carbonato de calcio. H Se desea obtener 45 gramos de cloruro de zinc haciendo reaccionar un exceso de sulfuro de zinc con la cantidad suficiente de ácido clorhídrico: a) Qué cantidad de ácido clorhídrico del 30% de pureza se consumirá? b) Qué volumen de sulfuro de hidrógeno obtendremos en condiciones normales? I Al calentar 13,5 g de NH 4HCO3 ( hidrogenocarbonato de amonio) impuro se obtienen, además de NH 3 y HO, 3,4 litros de CO medidos en condiciones normales. Halla la pureza del NH4HCO3..4- REACTIVOS EN DISOLUCIÓN Si alguno de los reactivos está en disolución, en primer lugar se calcula su cantidad en moles y, a continuación, se procede normalmente..5- RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN Por lo general, cuando en la práctica se lleva a cabo una reacción química se obtiene menor cantidad de producto de lo que teóricamente cabría esperar. Se denomina rendimiento de una reacción a la relación entre la masa que se ha obtenido realmente y la masa de producto que se ha obtenido teóricamente. Suele expresarse en porcentaje. % rendimiento= masa real 100 masa teórica CAUSAS DE QUE EL RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN NO SEA DEL 100% 1. Que el producto de la reacción no esté puro.. Que los reactivos den otras reacciones adicionales. 3. Que la reacción sea un proceso reversible, es decir, que los productos reaccionen entre sí para dar los reactivos iniciales. FACTORES QUE MEJORAN EL RENDIMIENTO El rendimiento de una reacción se puede mejorar modificando las condiciones en las que se lleva a cabo, es decir, buscando los valores adecuados de una serie de factores, como, por ejemplo, la presión y la temperatura, que optimicen el proceso. 8

9 Otros factores también pueden ser modificar la acidez del medio o emplear un determinado disolvente. RESUELTA Se tuestan 10 kg de pirita, un mineral que contiene un 60 % de sulfuro de hierro (II). Sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 80%, calcula la cantidad de óxido de hierro (III) que se forma. El otro producto de la reacción es dióxido de azufre. Masas atómicas: Fe 55,85; S 3; O En primer lugar escribimos la ecuación, la ajustamos y anotamos en ella los datos: FeS (s) Kg O g) FeO3 (s) + SO (g) 80% 60%. Calculamos la cantidad de FeS presente en la pirita, aplicando el % de riqueza: g de pirita(imp) 60 g de FeS ( puro) =6000 gramos de FeS ( puro) 100 g de pirita(imp ) 3. Ahora calculamos la cantidad teórica de FeO3 que se forma (suponiendo que el rendimiento fuese del 100%) 6000 g de FeS 1 mol de FeS 1 mol de Fe O 3 159,7 g de Fe O3 =5646,45 gramos de Fe O3 (masa teórica) 87,85 g de FeS mol de FeS 1mol de Fe O3 4. A continuación aplicamos el % de rendimiento para saber la masa real obtenida, bien a partir de la fórmula, bien usando factores de conversión como se muestra aquí: 5646,45 g de Fe O3 (teóricos) J 80 g de Fe O3 (reales) =4517,1 gramos de FeS ( puro) 100 g de Fe O3 (teóricos) A 100 ml de disolución de cloruro de sodio 0,5 M se le añade un exceso de nitrato de plata. a) Escribe la ecuación química ajustada que describe el proceso. b) Averigua la masa de cloruro de plata que obtendremos si el rendimiento de la reacción es del 55%. K Al reaccionar 50 gramos de hidruro de calcio con suficiente agua, se forma gas hidrógeno e hidróxido de calcio. Si el rendimiento de la reacción es del 60%, calcula: a) la cantidad de hidróxido de calcio que se forma b) el volumen de hidrógeno obtenido a 780 mm de Hg y 35 ºC 9

10 3- TIPOS DE REACCIONES La clasificación de las reacciones químicas es un proceso bastante complejo, ya que estas se pueden clasificar: en endotérmicas y exotérmicas, según absorban o desprendan calor respectivamente; rápidas o lentas, dependiendo de la velocidad a la que transcurran; atendiendo a la naturaleza de los reactivos, en disolución, gaseosas 3.1- SEGÚN LA TRANSFORMACIÓN - REACCIONES DE COMBINACIÓN Son aquellas en las que dos o más sustancias forman un único compuesto. Por ejemplo: PCl3 (g) + Cl (g) PCl5 (g) CaO (s) + CO (g) CaCO3 (s) Dentro de este bloque encontramos las reacciones de formación, que son aquellas en las que se forma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo forman: Na(s) + 1 Cl (g) NaCl (s) 1 H (g) + 1 Cl (g) HCl (g) - REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN Son aquellas en las que, a partir de un único compuesto, se obtienen dos o más sustancias menores (ya sean elementos o compuestos) CaCO3 (s) CaO (s) + CO (g) KClO3 (s) KCl (s) + 3 O (g) - REACCIONES DE SUSTITUCIÓN Estas reacciones pueden ser de dos tipos: a) De sustitución simple: también se llaman de desplazamiento, un elemento desplaza a otro de un compuesto. Por ejemplo: Zn (s) + HSO4 (aq) ZnSO4(aq) + H (g) b ) De sustitución doble: dos elementos de desplazan mutuamente de dos compuestos. Por ejemplo: AgNO3 + NaCl NaNO3 + AgCl 10

11 Las esferas representan átomos o grupos de átomos 3.- SEGÚN LA PARTÍCULA QUE SE TRANSFIERE En muchas ocasiones, en lugar de fijarnos en el tipo de transformación que se produce, resulta,más interesante observar el intercambio de partículas que ha tenido lugar: - REACCIONES DE ÁCIDO- BASE En estas reacciones se produce la transferencia de protones (H+) Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia liberando protones, iones (H +). Son ácidos HCl, HSO4, HNO3. Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia liberando iones hidronio, iones (OH -). Son bases NaOH, Ca(OH) y otras sustancias como el NH3 La reacción entre un ácido y una base se llama neutralización y da lugar a una sal y agua. ÁCIDO + BASE SAL + HO EJEMPLOS: HCl + NaOH NaCl + HO HNO3 + Ca(OH) Ca(NO3) + HO - REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN En este tipo de reacciones se produce un intercambio de electrones, con una variación en el estado de oxidación de los elementos que participan. En la oxidación el elemento aumenta su estado de oxidación (cede electrones). En la reducción el elemento disminuye su estado de oxidación (acepta electrones). 11

12 Las reacciones de combustión pertenecen a este tipo y son todas aquellas en las que una sustancia reacciona con el oxígeno, desprendiéndose gran energía en forma de calor. EJEMPLO: CH4 (g) + O (g) CO (g) + HO (g) L Ajusta e indica el tipo de transformación que, en cada caso, ha tenido lugar: a) HCl + O HO + Cl b) Ba + O BaO c) HgO Hg + O d) Cu (NO3) CuO + NO + O M Completa estas reacciones y especifica a qué tipo pertenecen: a)...+ CrO3 AlO3 b) HO + SO3 c) H +. NH3 1

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