Química

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Química Ciclo Básico Común de la Universidad de Buenos Aires

María Gabriela del Rosario Muñoz 2015

Índice Apuntes de la unidad 2

Reacciones químicas 2

Clasificación de las reacciones químicas 3

Reacciones químicas y estequiometría 4

Para afianzar los contenidos de esta unidad 7

Ejercicio explicado 7

Resolución 8

Para seguir avanzando… 12

Química

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Reacciones químicas

Apuntes de la unidad

En estos apuntes analizaremos las características microscópicas y macroscópicas de

los diferentes tipos de reacciones químicas, su representación simbólica y las

relaciones estequiométricas que se pueden establecer entre las sustancias

involucradas. Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el

estudio y la profundización de los temas mencionados:

Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 10: Los cambios químicos, en Química Básica,

Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Importante

Los contenidos de esta unidad son fundamentales para integrarlos y aplicarlos en la

resolución de ejercicios relativos a los temas: equilibrio químico y equilibrio ácido-base.

Reacciones químicas

A nuestro alrededor, aún sin que nos demos cuenta, ocurren cientos

de reacciones químicas, como por ejemplo, en el encendido de una

hornalla o de los fuegos artificiales, en la oxidación de una manzana

o de un clavo de hierro, la fotosíntesis que realizan las plantas, en la

putrefacción de los alimentos, en la elaboración de medicamentos y

alimentos, entre otras. Algunas reacciones químicas pueden

evidenciarse por cambios de color o por emisión de luz y calor.

Las reacciones químicas se producen siempre que la composición de un sistema cambie, es

decir, que se modifiquen las sustancias que dieron origen a la reacción. De acuerdo con las

sustancias que intervienen, pueden producirse distintos tipos de reacciones, por ejemplo, de:

combustión, síntesis o combinación, descomposición, neutralización, precipitación y reacciones de

óxido-reducción (redox).

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Mencionamos, a continuación, algunos conceptos fundamentales sobre este tema, que

encontrarán desarrollados en la bibliografía.

Las reacciones químicas presentan las siguientes características:

Las sustancias que reaccionan, denominadas reactivos (Rvo), dan origen a las sustancias que

se forman, denominadas productos.

Los reactivos y los productos son sustancias diferentes, por lo tanto, presentan distintas

propiedades.

A nivel submicroscópico, se rompen enlaces químicos y se forman enlaces nuevos lo que da

lugar a un reordenamiento de las partículas que intervienen.

La suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.

El tipo y número de átomos que intervienen no cambia.

Se producen con intercambio de energía. Se denominan reacciones endotérmicas a aquellas

que al producirse absorben calor y exotérmicas a las que al producirse liberan calor.

La mayoría de las reacciones químicas se producen con un rendimiento (Rto) menor al

100 %, es decir que la cantidad de productos obtenida es menor que la cantidad de productos que

se obtendría si el rendimiento fuera el máximo (100 %).

Clasificación de las reacciones químicas

Debido a la existencia de múltiples transformaciones resulta útil aplicar criterios que permitan

agruparlas. El tipo de reacción se puede determinar teniendo en cuenta las sustancias

intervinientes.

Los distintos tipos de reacciones químicas son: síntesis, descomposición, precipitación,

combustión, neutralización y redox.

La síntesis es la reacción química a partir de la cual dos sustancias simples reaccionan para

formar una sustancia compuesta.

La descomposición es la reacción química en la cual a partir de una sustancia se originan otras,

dos o más.

La precipitación es la reacción química a partir de la cual dos sustancias reaccionan para formar

nuevas sustancias entre las que se encuentra una sustancia en estado sólido (precipitado).

La combustión es la reacción química en la que una sustancia se combina con el oxígeno

formando dióxido de carbono y agua.

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La neutralización es la reacción química a partir de la cual un ácido se combina con una base

formando sal y agua.

Las reacciones redox o de oxido-reducción son aquellas en las que se producen simultáneamente

reacciones de oxidación y de reducción, por ejemplo mediante el cambio en los números de

oxidación de dos elementos intervinientes.

Ecuaciones químicas y estequiometría

Las reacciones químicas se representan simbólicamente mediante ecuaciones químicas. Estas

informan la mínima relación en que reaccionan y se forman las sustancias, para una determinada

reacción química.

A partir de la escritura de una ecuación química en forma general, es posible interpretar la

información que brinda, si se conoce el significado de los símbolos, por ejemplo:

a A + t T → d D + e E

En esta ecuación, “a”, “t”, “d” y “e” representan a los coeficientes estequiométricos que, a nivel

submicroscópico, indican el número de partículas (iones, átomos o moléculas) de cada sustancia

que intervienen en la reacción y, a nivel macroscópico, el número de moles (cantidad de

sustancia) de cada una.

“A” y “T” representan a las fórmulas de las sustancias que reaccionan (reactivos) y “D” y “E”, a las

fórmulas de las sustancias que se forman (productos).

El signo “+” ubicado entre las fórmulas de los reactivos puede leerse: “reacciona con” o “se

combina con”. La flecha en un solo sentido indica que la reacción es completa, y puede leerse:

“para dar”, “para formar” o “para obtener”. El signo “+”, ubicado entre las fórmulas de los

productos, puede leerse: “junto con” o “junto a”.

Los coeficientes estequiométricos se pueden obtener por tanteo o por alguno de los métodos

como por ejemplo el algebraico o el método ion- electrón.

La simulación “Balanceando Ecuaciones Químicas” propuesta por la universidad del Colorado

permite balancear ecuaciones utilizando dos niveles de representación, el simbólico y el

submicroscópico. Al iniciar la simulación hallarán dos pestañas, introducción y juego de

balanceado. En la primera tienen tres ejemplos de ecuaciones para balancear y en la segunda

muchas más con distintos niveles de dificultad.

Las ecuaciones químicas permiten establecer relaciones cuantitativas entre las diferentes

sustancias que intervienen en una reacción química, es decir, la relación estequiométrica entre

reactivos y productos. En consecuencia, es posible conocer la cantidad de producto que puede

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obtenerse a partir de una determinada cantidad de reactivo o averiguar la cantidad de reactivo

necesaria para formar una determinada cantidad de producto utilizando cálculos

estequiométricos.

A continuación, presentamos un ejemplo de una reacción química, con su interpretación y

representación a nivel submicroscópico, y las relaciones cuantitativas entre las masas y las

cantidades de las diferentes sustancias a nivel macroscópico.

El metano, principal componente del gas natural, reacciona con el oxígeno del aire y forma dióxido

de carbono y agua, si la combustión es completa. Esta reacción es exotérmica ya que se produce

liberando calor. La ecuación que representa el proceso es:

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

Nivel submicroscópico

1 molécula 2 moléculas 1 molécula 2 moléculas

Nivel macroscópico

1 mol de moléculas

2 mol de moléculas

1 mol de moléculas 2 mol de moléculas

16,0 g 64,0 g 44,0 g 36,0 g

Con esta información, la ecuación propuesta en el ejemplo puede leerse teniendo en cuenta:

o El nivel submicroscópico:

Una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno y forma una

molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua.

o El nivel macroscópico:

Un mol de moléculas de metano reacciona con dos moles de moléculas de oxígeno y

forma un mol de moléculas de dióxido de carbono y dos moles de moléculas de agua.

16,0 g de metano reaccionan con 64,0 g de oxígeno y forma 44,0 g de dióxido de

carbono y 36,0 g de agua.

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A partir de lo planteado, proponemos algunas posibles relaciones estequiométricas que se

establecen entre las distintas sustancias, por ejemplo:

o Un mol de metano reacciona 64,0 g de oxígeno.

o Para formar 36,0 g de agua se necesitan 2 moles de moléculas de oxígeno.

o 44,0 g de dióxido de carbono se forman junto con 2 moles de moléculas de agua.

o

Las relaciones estequiométricas que brindan las ecuaciones químicas son las que permiten

realizar los cálculos correspondientes, por eso es importante interpretarlas y escribirlas.

En la práctica, al producirse una reacción química, puede ocurrir que:

o los reactivos que se utilizan se encuentren disueltos en soluciones acuosas o formando

parte de una muestra o mineral;

o los reactivos no se encuentren en la proporción necesaria.

En el primer caso, es necesario conocer la masa de sustancia disponible.

- Si el reactivo se encuentra disuelto en una solución acuosa, hay que calcular la masa o

cantidad de soluto en la solución.

- Si el reactivo que se utiliza se encuentra formando parte de una muestra o mineral, hay

que calcular la masa (de reactivo) presente, para lo cual es necesario conocer la

pureza de la muestra. (La pureza de una muestra se expresa en porcentaje y es la

masa de sustancia –pura- presente cada 100 g de muestra o mineral. Salvo que se

aclare lo contrario, se considera que las impurezas son inertes)

En el segundo caso, si uno de los reactivos se encuentra en menor proporción, con

respecto a la relación estequiométrica, se denomina reactivo limitante. La reacción se

produce hasta que este reactivo se consume totalmente, lo que limita la cantidad de

producto formada.

Las simulaciones creadas por Chemical Education Research Group, que se encuentran en la

sección STOICHIOMETRY- Combustion reactions of hydrocarbons with excess oxygen y

Combustion reactions of hydrocarbons (with oxygen gas) - limiting reagent present- permiten

elegir las sustancias a reaccionar con oxígeno, y en una serie de pasos determinar la masa o la

cantidad de producto obtenido a partir de una determinada cantidad o masa de reactivo o de

reactivos (en la segunda) aplicando el concepto de reactivo limitante.

Para afianzar contenidos

El siguiente mapa conceptual resume posibles relaciones que vinculan a los conceptos

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más relevantes de este capítulo.

Ejercicio explicado

A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los

temas referidos a magnitudes atómicas y moleculares, gases ideales, soluciones y

reacciones químicas, también, mostramos una forma de relacionar la teoría con la

práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

Se hacen reaccionar 350 g de una muestra que contiene plata (80,0 % de pureza) con 1,66 dm3

de solución de H2SO4 1,81 M. El rendimiento de la reacción es del 85,0 % y el gas producido se

recoge en un recipiente de 12,0 dm3 a 25,0 ºC. La ecuación que representa a la reacción es:

2 Ag + 2H2SO4 (aq) Ag2SO4 + 2H2O + SO2 (g)

a) Escriban la fórmula del agente oxidante e indiquen el cambio que se produce en el número de

oxidación del elemento que se reduce.

b) Identifiquen al reactivo en exceso y calculen la masa del mismo que queda sin reaccionar.

c) Indiquen la cantidad, en moles, de agua que se forma.

d) Calculen la presión que soporta el recipiente que contiene el gas obtenido.

e) Si se utilizara la misma masa de otra muestra de plata que contiene un 25,0% de impurezas,

manteniendo las demás condiciones, señalen si la presión ejercida por el gas obtenido será:

mayor, menor o igual.

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Resolución

Al resolver los ejercicios de este tema, les sugerimos seguir la siguiente secuencia:

Verificar que la ecuación esté balanceada, para poder establecer las relaciones cuantitativas.

Anotar los datos e incógnitas con las unidades correspondientes. Es conveniente trabajar con

las mismas unidades dadas en el enunciado.

En algunos casos, los reactivos que se utilizan se encuentran disueltos en soluciones acuosas

o formando parte de una muestra o mineral. En ambos casos, es necesario calcular la masa de

sustancia disponible, es decir, la masa o cantidad de soluto en una solución y/o la masa pura en

una muestra o mineral.

Averiguar, cuando corresponda, cuál es el reactivo limitante.

Relacionar los datos y las incógnitas con la estequiometría de la reacción y plantear los

cálculos a partir del reactivo limitante.

Aplicar el rendimiento a los productos, en los casos que se indique que la reacción tiene un

rendimiento menor que el 100 %.

a) Para escribir la fórmula del agente oxidante tenemos en cuenta que:

o el agente oxidante es la especie que contiene al elemento que se reduce;

o este provoca la oxidación de la otra especie;

o la reducción es el proceso mediante el cual una especie gana electrones. El elemento que

se reduce disminuye su número de oxidación.

o

A continuación, asignamos los números de oxidación que permiten identificar al agente oxidante.

2 Ag + 2 H2SO4 (ac) Ag2SO4 + 2 H2O + SO2 (g)

0 +1+6 -2 +1+6-2 +1-2 +4-2

La especie que contiene al elemento que se reduce es el H2SO4 (o 2

4SO ) y es la que actúa como

agente oxidante. El elemento S disminuye su número de oxidación de +6, en el H2SO4, a +4 en el

SO2. El ácido sulfúrico (H2SO4) es el agente oxidante porque oxida a la plata, aumentando su

número de oxidación de 0 a +1.

H2SO4 SO2

+6 +4

Rta: H2SO4 o 2

4SO ; S: de +6 a +4

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Importante

Para resolver cálculos estequiométricos, es conveniente escribir la ecuación

balanceada junto con las relaciones estequiométricas, los datos del enunciado y las

incógnitas con sus respectivas unidades, que nos permitirán resolver el resto de los

puntos.

En la siguiente tabla, presentamos los datos y las incógnitas de este ejercicio.

Ecuación

balanceada 2 Ag + 2 H2SO4 (aq) → Ag2SO4 + 2 H2O + SO2 (g)

Relaciones

estequiométricas

216 g

(2 .108 g)

2 mol 1 mol 2 mol 1 mol

Datos del

ejercicio

350 g

80,0%

pureza

1,66 dm3 sc

1,81 M

Rto:

85,0%

Incógnitas

b) Rvo en exceso y masa

sin reaccionar

c) nº mol d) p SO2

b) Como tenemos que identificar al reactivo en exceso y calcular la masa del mismo que queda sin

reaccionar, comenzamos por averiguar la masa de plata (pura) presente en la muestra y la

cantidad de H2SO4 disuelta en la solución. Para ello, proponemos los siguientes planteos:

Cálculo de la masa de Ag (pura)

Cálculo de la cantidad del H2SO4 disuelto

Como hay datos de los dos reactivos que intervienen en la reacción, es necesario averiguar cuál

de los reactivos es el que se consume totalmente, es decir cuál es el reactivo limitante, por lo tanto

planteamos:

Si en 100 g de muestra----hay------80,0 g de Ag

350 g de muestra---------------x= 280 g de Ag

Si en 1,00 dm3 sc ---hay disuelto----- 1,81 mol de st

1,66 dm3 sc-----------------------x = 3,00 mol de st

Si 216 g de Ag ----- reaccionan con----- 2,00 mol de H2SO4

280 g de Ag -----------------------------x=2,59 mol de H2SO4

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Es decir, para que reaccionen totalmente los 280 g de Ag se necesitan solamente 2,59 moles del

H2SO4. Como la solución contiene 3 moles de soluto disueltos, se deduce que este es el reactivo

que está en exceso.

Para determinar la masa de reactivo en exceso, es decir la masa del H2SO4 que queda sin

reaccionar, conocemos la cantidad inicial, la cantidad que reacciona y la masa molar (M H2SO4 =

98,0 g/mol). Por lo tanto, calculamos, primero, la cantidad de reactivo en exceso a partir de la

siguiente expresión:

n Rvo en exceso = n Rvo iniciales – n Rvo que reacciona

n Rvo en exceso = 3,00 mol – 2,59 mol = 0,410 mol en exceso

Con este dato, determinamos su masa:

Rta: H2SO4; 40,2 g

c) Para indicar la cantidad, en moles, de agua que se forma, realizamos los cálculos

correspondientes a partir del reactivo limitante. Como el H2O es un producto y la reacción tiene un

rendimiento del 85,0 %, hay que calcular la cantidad de H2O que realmente se obtiene, es decir

aquella que surge de averiguar el 85,0 % de la cantidad estequiométrica. Dicha cantidad es menor

que la que se obtendría si el rendimiento fuera del 100 %.

Rta: 2,20 mol de H2O

d) El gas obtenido es SO2; para calcular la presión que ejerce en un recipiente de 12,0 dm3 a

25,0ºC, averiguamos primero el número de moles de SO2 obtenidos realmente, y luego aplicamos

la ecuación general del gas ideal ( P.V = n. R. T ).

Si con 216 g de Ag ----se obtienen---- 2,00 mol de H2O

280 g de Ag ---se obtendrían--- x = 2,59 mol de H2O

(Cantidad de H2O obtenida teóricamente -cantidad estequiométrica-)

Si 1,00 mol de H2SO4 ----tiene una masa de---- 98,0 g

0,410 mol de H2SO4 ------------------------------x = 40,2 g

Con el 100 % Rto ----se obtendrían -----2,59 mol de H2O

85,0 % Rto --- se obtienen -------x= 2,20 mol de H2O

(Cantidad de H2O realmente obtenida)

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Experimentalmente, se obtienen 1,11 mol de SO2, que nos permiten calcular la presión que

ejercen en el recipiente.

V

R.TSO n SO P

.22

3

1--13

2dm 12,0

298K .mol . K .atm.dm 0,082 . mol 1,11 SO P

P SO2 = 2,26 atm

Rta: 2,26 atm

e) Para señalar si la presión ejercida por el gas obtenido será mayor, menor o igual, analizamos

qué ocurre con la presión que ejercería el gas formado, si se utilizara la misma masa de otra

muestra de plata que contiene un 25,0% de impurezas, manteniendo las demás condiciones.

La plata es el reactivo limitante, por lo tanto, si disminuye la masa disponible, disminuye

proporcionalmente la cantidad de producto obtenida. Al aumentar la impureza de la muestra,

disminuye la pureza, por lo que la masa de plata (pura) disponible para reaccionar será menor.

Dicha afirmación se puede demostrar a partir del siguiente planteo:

Al disminuir la masa de Ag que reacciona, disminuye el número de moles del SO2 que se forman.

Y, como la presión depende del número de moles del gas, cuando el volumen y la temperatura

permanecen constantes, a menor número de moles, menor será el número de choques contra las

paredes del recipiente que contienen el gas y, por eso, la presión será menor.

Rta: menor

Si en 100 g de muestra ----hay-----75,0 g son de Ag

350 g de muestra -------------x= 262 g puros

Con el 100 % R ----se obtendrían -----1,30 mol de SO2

85,0 % R ---se obtienen---------x= x= 1,11 mol de SO2

(Cantidad de SO2 realmente obtenida)

Si con 216 g de Ag ----se obtiene----- 1,00 mol de SO2

280 g de Ag ----se obtendrían- x=1,30 mol de SO2

(Cantidad de SO2 obtenida teóricamente)

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Para seguir avanzando…

Los contenidos aplicados en los ejercicios de este capítulo nos permitirán abordar los siguientes

temas, como por ejemplo:

analizar reacciones químicas reversibles;

calcular la cantidad que reacciona o que se forma de las sustancias intervinientes;

determinar las concentraciones en el equilibrio de los reactivos y de los productos;

analizar la evolución de un sistema en equilibrio cuando se lo somete a una perturbación;

conocer distintas formas de preparar soluciones reguladoras;

calcular la variación de pH en una solución reguladora al agregar una pequeña cantidad de

ácido o de base.

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Bibliografía

Di Risio, Cecilia y otros (2012). Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Chang R. (2012). Química. Editorial Mc Graw Hill. México.

Mohina, Gabriela; Moreno, Patricia Y Muñoz, María Gabriela (2012), Química en Apuntes, Buenos

Aires, Eudeba.

Webgrafía

http://www.sciencephoto.com/

http://phet.colorado.edu/es/simulations/category/chemistry

http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/index4.html