TEMA 7: REACCIONES QUÍMICAS

TEMA 7: REACCIONES QUÍMICAS
1. Concepto de reacción química
No todos los cambios que observamos a nuestro alrededor son de naturaleza química. Si mezclamos azufre
y limaduras de hierro, se obtiene una mezcla heterogénea, y puesto que ni el hierro ni el azufre pierden su
identidad, no estamos ante una reacción química. Ahora bien, si calentamos la mezcla anterior, se obtiene
una sustancia de color pardo oscuro que no presenta las propiedades que tenían el hierro o el azufre.
Una reacción química es un proceso en el que una o más sustancias (reactivos) se transforman en otra u
otras sustancias (productos) de distinta naturaleza.
La particularidad fundamental de la reacción química es que los átomos que conformaban los reactivos son
exactamente los mismos que constituyen los productos, pero reorganizados o reagrupados de distinta
manera.
La mayoría de las veces hay algún cambio que nos advierte de que se está produciendo una reacción
química: calentamiento o enfriamiento del sistema, cambio de color, aparición de un gas, formación o
desaparición de un sólido, un destello luminoso, etc. En otras ocasiones habrá que analizar la composición
de las sustancias para reconocer que se ha producido la reacción.
Las reacciones químicas se representan de forma simbólica mediante las ecuaciones químicas. Toda
ecuación química consta de dos miembros separados por una flecha que indica el sentido en que transcurre
la reacción:
A+B→C+D
En una reacción química también se debe representar el estado físico en que se encuentran las sustancias,
según las condiciones de presión y temperatura a las que dicha reacción se realice, lo que se indica entre
paréntesis. Así, si se trata de un gas, escribiremos (g); (l) si es un líquido, (s) para los sólidos y (aq), que
significa acuoso) cuando las sustancias estén disueltas en agua. Por ejemplo, la ecuación química que
representa el proceso en el que el cinc metálico reacciona con ácido sulfúrico en disolución acuosa y
produce sulfato de cinc en disolución acuosa y un desprendimiento de hidrógeno gas se representa:
Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)
1.1. Ajuste de ecuaciones químicas
Una vez escritas las formulas de reactivos y productos, hay que comprobar que se cumple la ley de
conservación de la masa de Lavoisier: debe haber el mismo número de átomos de cada elemento en los
reactivos y en los productos. Si esto no es así, tendremos que ajustar la ecuación.
Ajustar una ecuación química consiste en encontrar unos coeficientes (a los que llamamos coeficientes
estequiométricos) que, colocados delante de las fórmulas, consigan que en los dos miembros haya el
mismo número de átomos de cada elemento.
Pueden emplearse tanto coeficientes enteros como fraccionarios, ya que estos últimos pueden ser
sustituidos por enteros si todos se reducen a común denominador. Para determinar los coeficientes de una
ecuación química suele utilizarse el método de tanteo (se utiliza en ecuaciones sencillas. Consiste en aplicar
el método ensayo-error).
Ejemplo: Ajusta la siguiente ecuación química: C3H8 + O2 → CO2 + H2O
1
En el primer miembro hay 3 átomos de C. Para que también los haya en el segundo miembro, asignamos el
coeficiente 3 al CO2:
C3H8 + O2 →3 CO2 + H2O
De este modo queda ajustado el número de átomos de C.
Si comparamos ahora el número de átomos de H, observamos que hay 8 en el primer miembro y 2 en el
segundo. Asignamos el coeficiente 4 a la molécula de H2O para igualar su número:
C3H8 + O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Por último observamos que en el segundo miembro hay ahora en total 10 átomos de O, mientras que en el
primero solo hay 2. Asignamos el coeficiente 5 a la molécula de O2 para igualar su número:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
La reacción está ahora ajustada.
A.1. Ajustar las siguientes ecuaciones químicas:
a) CH4 + O2 → CO2 + H2O
b) NH3 + O2 → NO + H2O
c) KClO3 → KCl + O2
d) FeS + O2 → SO2 + Fe2O3
1.2. Significado cuantitativo de una ecuación química
Las ecuaciones químicas ajustadas aportan una valiosa información acerca de las proporciones en que
intervienen las sustancias que intervienen en ella. Así, toda ecuación ajustada puede ser interpretada en
términos atómico-moleculares y en términos molares. Por ejemplo, la combustión del propano que hemos
visto:
C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
¿Qué significa esta reacción así escrita? Lo primero que nos sugiere la lectura de la reacción es una
interpretación atómico-molecular:

Una molécula de propano gaseoso (C3H8) reacciona con cinco moléculas de oxígeno gaseoso (O2) para
formar tres moléculas de dióxido de carbono gaseoso (CO2) y cuatro moléculas de agua líquida (H2O).
Dado que, como sabemos un mol de cualquier sustancia contiene siempre el mismo número de partículas,
entonces la proporción anterior se cumplirá en las mismas condiciones al considerar moles. Por tanto, otra
posible lectura de la ecuación anterior nos permite obtener la interpretación molar:

Un mol de propano gaseoso (C3H8) reacciona con cinco moles de oxígeno gaseoso (O2) para formar tres
moles de dióxido de carbono gaseoso (CO2) y cuatro moles de agua líquida (H2O).
Esta segunda lectura es la que elegiremos para realizar cálculos con reacciones químicas, pues en los
laboratorios medimos cantidades relativamente grandes de sustancias. Ahora bien, ¿cómo interpretar la
reacción química en relaciones de masa o volumen? Si aplicamos los conocimientos que adquirimos cuando
vimos la definición de mol podemos decir que la reacción anterior significa (teniendo en cuenta las masas
molares de las sustancias):
1 · 44 g de C3H8 + 5 · 32 g de O2 → 3 · 44 g de CO2 + 4 · 18 g de H2O
2
Teniendo en cuenta que hay sustancias gaseosas involucradas en la reacción podemos hacer también una
lectura en términos de volumen ya que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa en idénticas
condiciones de presión y temperatura el mismo volumen (si fuera en condiciones normales 22,4 L). Lo
expuesto anteriormente, lo podemos resumir en la siguiente tabla:
C3H8 (g)
+
5 O2 (g)
→
3 CO2 (g)
+
4 H2O (l)
1 moléculas
+
5 moléculas
→
3 moléculas
+
4 moléculas
1 mol
+
5 mol
→
3 mol
+
4 mol
1 x 44 g
5 x 32 g
+
(44 g)
→
(160 g)
204 g
1L
4 x 18 g
+
(132 g)
→
5L
+
( 1 x 22,4 L en c.n.)
3 x 44 g
(72 g)
204 g
3L
→
( 5 x 22,4 L en c.n.)
No es un gas
( 3 x 22,4 L en c.n.)
Conviene resaltar que, mientras que la masa siempre se conserva (164 g), no tiene por qué ocurrir lo mismo
con el volumen ni con el número de moles.
2. Cálculos estequiométricos
Al conjunto de operaciones matemáticas que, utilizando la estequiometría de una reacción, permite
calcular la cantidad de una sustancia a partir de la cantidad de otra, se le da el nombre de cálculos
estequiométricos. Las ecuaciones químicas son, por tanto, la base de estos cálculos.
Para realizar cálculos estequiométricos se pueden utilizar diversos métodos. Nosotros vamos a utilizar los
llamados factores de conversión: Los factores de conversión son las relaciones en forma de fracción que se
obtienen de la información suministrada por la ecuación química.
Por ejemplo, en la combustión del propano: C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 5 H2O (l)
Son factores de conversión los siguientes:
Es muy importante que el factor de conversión esté correctamente expresado. Para ello es fundamental
incluir, tanto en el numerador como en el denominador, la sustancia de que se trate junto a sus unidades.
Los factores de conversión pueden ser:
 Unitarios, si establecen información respecto de una sola sustancia de las que aparecen en la ecuación
química; por ejemplo:
3

Interactivos, si la información que aparece en ellos se refiere a dos sustancias diferentes del proceso;
por ejemplo:
Para realizar cálculos estequiométricos sencillos, se pueden seguir los siguientes pasos:
1. Escribir la ecuación química correspondiente al proceso y ajustarla.
2. Transformar a moles las cantidades (que pueden venir expresadas en masa, volumen de gas, volumen
de una disolución, etc.) ofrecidas como datos.
3. A partir de las relaciones molares expresadas en la ecuación ajustada, deducir los moles obtenidos o
necesarios de la sustancia problema.
4. Transformar los moles de la sustancia problema a las unidades (de masa, volumen de gas, volumen de
disolución, etc.) pedidas.
2.1. Cálculos masa-masa
En este apartado nos fijaremos exclusivamente en los cálculos y las relaciones de masa entre los diferentes
compuestos que intervienen en el proceso.
Ejemplo 1: El hidrogenocarbonato de sodio se descompone en carbonato de sodio, dióxido de carbono y
agua. ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio se podrán obtener a partir de 1 kg de hidrogeno carbonato?
Vamos a seguir los pasos que hemos indicado anteriormente:
1. 2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
2.
3.
4.
2.2. Cálculos volumen-volumen
Entre las numerosas reacciones que existen, destacamos las de combustión de compuestos orgánicos, en las
que intervienen dos o más sustancias en fase gaseosa, por lo que los cálculos que se deriven de ellas podrán
ser expresados, si se estima oportuno, en unidades de volumen.
Ejemplo 2: En la reacción de combustión del propano se produce dióxido de carbono y agua. a) ¿Qué
volumen de oxígeno se necesita para quemar completamente 150 L de propano medido a 1 atm y 25º C?; b)
¿Qué volumen de aire se necesitaría para completar el proceso anterior?
a)
1. C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 5 H2O (l)
2.
3.
4.
4
En este caso, como las sustancias a las que hace referencia el problema están en estado gaseoso, podíamos
habernos ahorrado los últimos cálculos simplemente estableciendo la relación en litros exactamente igual
que hacemos para los moles: Para que reaccione 1 L de C3H8 se necesitan 5 L de O2, por tanto, para los 150 L
b)
2.2. Cálculos masa-volumen
Cuando en una reacción participan gases, puede resultar conveniente indicar el volumen de gas consumido
o desprendido en el proceso.
Ejemplo 3: Cuando se añade ácido clorhídrico sobre cinc metálico, se desprende gas hidrógeno y se forma
cloruro de cinc. Si se recogen 20 L de gas a 20º C y 715 mm Hg, ¿qué masa de cinc hemos usado?
1. Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
2.
3.
4.
A.2. El carbonato de calcio se descompone térmicamente en óxido de calcio y dióxido de carbono.
a) ¿Qué masa de carbonato de calcio es necesaria para obtener mediante esta reacción 50 kg de
óxido de calcio?; b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se desprenderá en condiciones
normales?
2.3. Rendimiento
Un proceso químico ajustado estequiométricamente describe de forma teórica lo que ocurre en una
reacción. En la práctica, las cantidades de productos obtenidas son menores que las previstas teóricamente.
Por esto, es imprescindible utilizar el concepto de rendimiento, el cual se calcula siempre de forma
experimental.
Rendimiento es la relación entre la cantidad que se obtiene y la que teóricamente debía haberse obtenido.
Se suele expresar en forma de porcentaje.
( )
2.3. Riqueza
También es importante en Química, dado que algunas sustancias tienen impurezas, una apreciación sobre la
composición de estas; es lo que se llama riqueza.
Así, por ejemplo, si nos dicen que tenemos una muestra de galena (mineral de sulfuro de plomo) cuya
riqueza en sulfuro de plomo es del 70%, hemos de considerar que por cada 100 g de mineral solo 70 g
corresponden a sulfuro de plomo puro; es decir que si partimos de 350 g de mineral, la cantidad de
sustancia pura será:
5
Ejemplo 4: Se tuestan al aire 10 kg de pirita, mineral que contiene un 60% de disulfuro de hierro. Calcula la
cantidad de óxido de hierro (III) que se forma, si el rendimiento de la reacción es de del 80%.
1. 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
2.
3.
4.
moles de
Esa cantidad sería la que obtendríamos si la reacción hubiera sucedido al 100% de rendimiento, pero, como
transcurre al 80%, la cantidad que realmente se consigue es menor:
A.3. Tratamos una muestra de cinc puro con ácido clorhídrico del 70% de riqueza en masa. Si
necesitamos 150 g de ácido para que el metal reaccione completamente, calcula el volumen de
hidrógeno, a 1 atm y 273 K, que obtendremos.
A.4. La hidracina, N2H4, se utiliza como combustible en los cohetes espaciales, donde reacciona
según la ecuación: N2H4 (l) + O2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g)
Si al quemarse 1 t de N2H4 se formaron 313 m3 de N2, medidos en condiciones normales, calcula el
rendimiento de la reacción.
2.4. Cálculos con reactivos en disolución
Cuando se emplean reactivos en disolución acuosa, la información acerca de la cantidad de reactivo presente
en la reacción se obtiene a partir de datos sobre la concentración de la disolución. Dos maneras muy
importantes de expresarlas son el tanto por ciento en masa y la molaridad.
Si conocemos el volumen y la concentración de la disolución empleada en una reacción química, podemos
determinar con exactitud el número de moles de la sustancia que contiene.
Ejemplo 5: El ácido clorhídrico reacciona con el aluminio produciendo cloruro de aluminio y gas hidrógeno.
¿Qué volumen de hidrógeno, H2, medido a 50º C y 1,2 atm de presión, se obtiene cuando reaccionan
completamente75 mL de HCl 0,5 M con aluminio en exceso?
1.
6 HCl (aq) + 2 Al (s) → 2 AlCl3 (aq) +3 H2
2.
3.
4.
6
A.5. Determina la masa de cloruro de potasio que se obtendrá si hacemos reaccionar 25 mL de
disolución de hidróxido de potasio al 20% en masa y densidad 1,08 g/mL con exceso de ácido
clorhídrico.
2.5. Reactivo limitante
Imaginemos una fábrica de bicicletas en la que se colocan, en la etapa final de montaje, dos ruedas a cada
cuadro. ¿Cuántas bicicletas completas se pueden montar si: a) Disponemos de 50 cuadros y 100 ruedas; b)
Disponemos de 30 cuadros y 100 ruedas; c) Disponemos de 50 carrocerías y 80 ruedas? Es evidente que
habrás pensado que en el primer caso se podrán montar 50 bicicletas, en el segundo 30 y sobrarán 40 ruedas
y en el tercero se montarán 40 bicicletas y sobrarán 10 cuadros. De igual forma, un químico no puede
obtener una cantidad determinada de un producto si parte de una cantidad insuficiente de alguno de los
reactivos.
Por ejemplo, en la reacción de formación del amoníaco
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
la ecuación ajustada indica que se forman dos moles de NH3 cuando un mol de N2 reaccionan con tres mol
deH2. Pero si se mezclan 2 moles de N2 con 3 moles de O2, ¿se formarán más de 2 moles de NH3? Para
responder a esta cuestión es preciso observar la ecuación química y su interpretación:
Ecuación química: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Interpretación macroscópica: 1 mol N2 (g) + 3 mol H2 (g) → 2 mol NH3 (g)
Antes de que ocurra la reacción hay 2 mol de N2, 3 mol de H2 y 0 mol de NH3.
La reacción tiene lugar de acuerdo con la reacción ajustada: el mol de N2 reaccionan con 3 moles de H2
produciendo 2 moles de NH3. En este punto todo el H2 se ha gastado y la reacción se detiene.
En el recipiente, además de los 2 moles de NH3 producidos, quedará 1 mol de N2, que no ha podido
reaccionar por falta de H2.
En este experimento solo se gasta completamente el H2, y se denomina reactiv0o limitante. El N2 es un
reactivo en exceso ya que parte de él queda sin reaccionar.
Los reactivos en exceso en una reacción química no se gastan totalmente, solo se gasta por completo el
reactivo limitante.
La cantidad de los productos formados está determinada (limitada) por la cantidad de reactivo limitante. El
reactivo limitante determina o limita la cantidad de producto que puede formarse en una reacción.
Ejemplo 6: Se hacen reaccionar 250 mL de disolución de HCl de una riqueza del 37% en masa y 1,18 g/mL de
densidad con 130,8 g de Zn. a) ¿Qué reactivo está en exceso?; b) ¿Qué masa de ZnCl2 se formará si en el
proceso se obtiene también hidrógeno?; c) ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar?
1.
2 HCl (aq) + Zn (s) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)
2.
Como 2 moles de HCl reaccionan con 1 mol de Zn, los 3 moles de HCl reaccionarán con 1,5 moles de Zn. Por
tanto el Zn estará en exceso y el HCl será el reactivo limitante.
7
3.
4.
Como con los 3 moles de HCl han reaccionado 1,5 moles de Zn, quedan sin reaccionar: 2 – 1,5 = 0,5 moles de
Zn y, por tanto,
A.6. Cuando se añade ácido clorhídrico sobre mármol (CaCO3), lo disuelve y aparecen burbujas de dióxido de
carbono. La reacción que tiene lugar, sin ajustar, es:
CaCO3 (s) + HCl (aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)
Si a una muestra de 15 g de mármol le añadimos 50 mL de HCl 2 M, ¿conseguiremos que desaparezca
totalmente? ¿Cuál es la máxima cantidad de dióxido de carbono que se obtendrá? Exprésalo en unidades de
volumen suponiendo que se encuentra en condiciones normales.
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