Tema 7 : Reacciones Químicas Esquema de trabajo: 1.- Reacción química Ajuste de reacciones 2.- Ley de conservación de la masa: Ley de Lavoisier. 3.- Concepto de mol Masa molar El mol en las reacciones químicas Molaridad 4.- Energía en las reacciones químicas 1. Reacción química. Los cambios que experimenta la materia pueden ser de dos tipos: Cambios físicos: son aquellos en los que no se altera la naturaleza (composición) de la sustancia que cambia. Por ejemplo: los cambios de estado Fusión Hielo: H 2 O agua líquida: H 2 O Cambios químicos: son aquellos en los que si se altera la naturaleza(composición) de la sustancia que cambia. Por ejemplo: una oxidación El hierro al oxidarse se transforma en óxido férrico Todo cambio químico tiene lugar a través de una reacción química. Una reacción química es un proceso por el que una sustancia inicial, llamada reactivo, se transforma en otra distinta llamada producto. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, en el primer miembro escribiremos los reactivos y en el segundo miembro los productos.: 1
Reactivos Productos HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 Así vemos que la siguiente reacción presenta como reactivos el cloruro de hidrógeno y el cinc, y como productos, hidrógeno y cloruro de cinc. Se puede leer de la siguiente forma: el cloruro de hidrógeno reacciona con el cinc para dar lugar a hidrógeno y cloruro de cinc En ocasiones resulta recomendable expresar el estado de agregación en el que se encuentran las sustancias participantes en la reacción, para ello utilizaremos los siguientes subíndices: (s) estado sólido (l) estado líquido (g) estado gaseoso (aq) (dis) (ac) en disolución. Por ejemplo: Carbonato cálcico (S) óxido cálcico (S) + dióxido de carbono (g) CaCO 3 (S) CaO (S) + CO 2 (g) Vemos como el carbonato de calcio en estado sólido se descompone para dar lugar a óxido de calcio sólido y dióxido de carbono gaseoso. Ajuste de reacciones químicas De acuerdo con la Teoría atómica de Dalton, en las reacciones químicas los átomos ni se crean ni se destruyen, por lo tanto debe existir el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. Por ejemplo: Reactivos 2 átomos de oxígeno C + O 2 CO 2 + Productos 2 átomos de oxígeno Sin embargo, en ocasiones escribimos ecuaciones químicas de manera equivocada. Por ejemplo: el metano reacciona con el oxígeno gaseoso para dar lugar dióxido de carbono y agua. Si escribimos la ecuación, tal cual, obtenemos: Reactivos 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno 2 Productos 3 átomos de oxígeno 2 átomos de hidrógeno
a qué se debe esto? están mal escritas las fórmulas? Es una posibilidad, pero en este caso las fórmulas son correctas. La respuesta es la siguiente: las moléculas no tienen por qué reaccionar 1:1 sino que pueden reaccionar en otra proporción. Para ello ajustaremos la reacción asignando números, llamados coeficientes estequiométricos, delante de cada sustancia participante hasta comprobar que el número de átomos coincide. Llegados a ese punto diremos que la reacción está ajustada Reactivos 4 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno Productos 4 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno 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. Si tenemos la reacción: A + B C + D Se cumple lo siguiente: masa A + masa B = masa C + masa D 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 60 d g carbono y se obtienen 200 g de CO 2. cuántos gramos de oxígeno se han utilizado? C + O 2 CO 2 60 X 200 Aplicando la ley de Lavoisier: Masa reactivos = masa productos Masa C + masa O = masa CO 2 60 + X = 200 X = 200 60 X = 140 g de oxígeno se han utilizado. 3
3. Concepto de mol. 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 6 023 10 23, 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 = 6 023 10 23 moléculas de H 2 O = 18 g 18 u. 18 g 1 átomo de Fe = 55,8 u. 1 mol de Fe = 6 023 10 23 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
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 El mol en las reacciones químicas 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 2 C + O 2 2 CO 2 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
Molaridad de una disolución La molaridad es una forma de expresar la concentración de una disolución. Se define como la cantidad de moles de soluto que hay por litro de disolución. Su unidad de medida es M (molar) o moles/l. Ejemplo: en 250 ml de agua se disuelven 100 g de NaCl. Calcula la molaridad de la disolución formada: M Na = 23 g/mol M Cl = 35,5 g/mol. 1º ) Calcularemos la masa molar del NaCl: M NaCl = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol. 2º ) calcularemos el número de moles que representan los 100 g de NaCl: 1 mol 58,5 g X 100 g X = 58,5 / 100 = 0,585 moles de NaCl 3º ) calcularemos la molaridad: 0,585 moles 0,25 L X 1 L X = 0,585 / 0,25 = 2,34 moles Molaridad: 2,34 M o 2,34 moles/l 4. Energía en las reacciones químicas Toda reacción química trae consigo un intercambio de energía con el exterior. Dependiendo del sentido de dicho intercambio, podemos hablar de dos tipos de reacciones: A. Reacciones Exotérmicas: son aquellas reacciones que liberan energía al exterior A + B C + energía B. Reacciones Endotérmicas: son aquellas reacciones que absorben energía del exterior para poder producirse. A + B + energía C La energía intercambiada puede manifestarse en forma de calor, luz y electricidad 6
EJERCICIOS 1.- Cita la principal diferencia entra cambio físico y cambio químico. 2.- Define reacción química. 3.- Qué son los coeficientes estequiométricos de una ecuación química? 4.- Ajusta las siguientes reacciones químicas: A. H 2 + Cl 2 HCl B. Na 2 S + HCl NaCl + H 2 S C. HCl + Al H 2 + AlCl 3 D. C + SO 2 CS 2 + CO E. C 6 H 14 + O 2 CO 2 + H 2 O 5.- Define la Ley de Conservación de la Masa. 6.- El amoniaco reacciona con el oxígeno gaseoso para dar dióxido de nitrógeno y agua. Escribe y ajusta la reacción. Si utilizamos 34 g de amoniaco, 112 g de oxígeno nos produce 54 g de agua Cuántos gramos de dióxido de nitrógeno obtenemos? 7.- Qué es un Mol? Qué valor tiene el Número de Avogadro? 8.- Un químico trabaja con 40 g de Óxido de Azufre (VI). Calcula: A. El número de moles de oxido de azufre con los que cuenta B. El número de moléculas de oxido de azufre C. Cuántos átomos de azufre hay en esos 40 g? y de oxígeno? 9.- Un estudiante de 3º de ESO realiza una práctica de Química. Pesa en la balanza 200 g de cloruro potásico. Calcula: A. El número de moles de cloruro potásico B. El número de moléculas de cloruro potásico C. Cuántos átomos de potasio hay en esos 200 g? y de cloro? 10.- Un tubo de ensayo contiene 5 10 24 moléculas de Bromuro Férrico. A. Cuántos moles de cloruro férrico son? B. Cuántos gramos pesan? 11.- Qué es la molaridad de una disolución? Cuál es su unidad de medida? 12.- Disolvemos 20 g de cloruro de cesio en 250 ml agua. Cuál es la molaridad de la disolución formada? 13.- Calcula el % en masa del azufre y del hierro cuando forman sulfuro ferroso 14.- Calcula el % en masa del azufre y del hierro cuando forman sulfuro férrico 15.- Calcula la Molaridad de una disolución formada al disolver 40 g de bromuro sódico en 100 ml de agua. 7
16.- Qué diferencia hay entre una reacción endotérmica y una reacción exotérmica? 8