Reacciones qu´ımicas

Capı́tulo 6
Reacciones quı́micas
6.1.
Introducción a las reacciones quı́micas
Una reacción quı́mica es la transformación de unas sustancias en otras y
viene expresada mediante una ecuación quı́mica. Una ecuación quı́mica describe
el significado de una reacción tanto cualitativo como cuantitativo, porque no sólo
expresa qué sustancias intervienen en el proceso sino que también informa de
las masas involucradas, ası́ los como volúmenes en el caso de gases; pero sin
embargo no ofrecen ninguna pista sobre la evolución o mecanismo de la misma.
Una ecuación quı́mica debe cumplir con la ley de conservación de la masa de
Lavoisier: durante un cambio quı́mico no se producen variaciones (observables)
de masa. Esto significa que el número de átomos de cada uno de los elementos
presentes en los reactivos sea el mismo que en los productos, lo que implica
que deba ajustarse la ecuación. El ajuste de una ecuación quı́mica consiste en
añadir unos coeficientes llamados estequiométricos a cada una de las sustancias
que aparecen en la ecuación de forma que se cumpla la ley de conservación de
113
114
CAPÍTULO 6. REACCIONES QUÍMICAS
la masa.
Ejemplo 1 Ajusta la reacción de combustión del gas metano CH4 con
oxı́geno O2 si se sabe que se obtienen los gases dióxido de carbono CO2 y
agua H2 O
Se escribe la ecuación quı́mica sin ajustar:
CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2 O(g)
para su ajuste se empieza por colocar un 2 al agua y ası́ se tienen los
cuatro átomos de hidrógeno, de esta forma hay también cuatro átomos
de oxı́geno en los productos por ello se coloca un 2 al oxı́geno, y como el
carbono tiene un átomo tanto en los reactivos como en los productos la
ecuación ajustada es:
CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2 O(g)
el coeficiente estequiométrico del metano es uno, igual que el del dióxido
de carbono, mientras que el coeficiente estequiométrico del oxı́geno es dos
igual que el del agua.
Al ajustar una reacción quı́mica no deben alterarse los subı́ndices de las
fórmulas ya que representan la ley de las proporciones definidas, enunciada por
Proust en 1801, que dice que en un compuesto dado los elementos constituyente
se combinan siempre en las mismas proporciones, independientemente del origen
y del modo de preparación del compuesto; por ejemplo el dióxido de carbono
siempre se forma a partir de un 27,27 % de carbono y un 72,72 % de oxı́geno en
masa, es decir que 2,66 g de oxı́geno se combinan con 1 g de carbono en esta
combinación, lo que se resume en la fórmula de esta combinación CO2 .
6.1.1.
Mecanismo de una reacción
Como se ha visto una ecuación quı́mica informa de las transformaciones de
unas sustancias en otras nuevas, experimentando una reorganización de los átomos existentes inicialmente. Para conseguir dicha reordenación debe admitirse
que las partı́culas deben colisionar entre si para que se rompan los enlaces de los
reactivos y una vez que quedan libres los restos de estas partı́culas, que pueden
ser iones o radicales, vuelvan a unirse para formar nuevas combinaciones, esta es
la teorı́a de las colisiones de las reacciones. Una combinación covalente, por ejemplo, entre dos elementos A y B que puede ser como esta A − B, donde el guión
representa el enlace formado por dos electrones compartidos pertenecientes cada
uno a ambos átomos, cuando se rompe y los electrones de enlace se quedan en
el primero de ellos darı́an lugar a los iones A− y B + , si por contra al romperse
cada átomo se lleva consigo su electrón aparecerı́an los radicales A· y ·B, siendo
un radical un átomo o grupos de átomos que tienen un electrón desapareado.
A las sustancias que aparecen y desaparecen en el curso de una reaccción se les
denomina productos activados.
La energı́a cinética con la que chocan las partı́culas intervinientes en una
reación puede aumentarse mediante el suministro de energı́a en forma de calor
con la consiguiente elevación de la temperatura, según la teorı́a cinético corpuscular de la materia la energı́a cinética media de las partı́culas de un gas es
6.1. INTRODUCCIÓN A LAS REACCIONES QUÍMICAS
115
directamente proporcional a la temperatura. Cuando se produce la reacción en
una mezcla de gases hidrógeno y oxı́geno es porque la energı́a de algunas de sus
moléculas es suficiente para romperlas. La energı́a necesaria para iniciar una
reacción recibe el nombre de energı́a de activación.
Generalmente las reacciones que desprenden energı́a en forma de calor, reacciones exotérmicas, tienen lugar en la naturaleza de forma espontánea pero no
obstante hay reacciones que son endotérmicas y también son espontáneas. Por
ejemplo cuando se añade la sal cloruro de amonio N H4 Cl a un recipiente con
agua, la temperatura de la disolución disminuye pero, y de forma espontánea,
la sal se disuelve; en esta reacción aparecen iones cloruro Cl− (ac) y amonio
N H4+ (ac) en la disolución, un proceso donde ha aumentado la dispersión de la
materia. La natualeza presenta también una tendencia a la espontaneidad en
las reacciones donde se produce un aumento de la dispersión o desorden de la
materia; con esta finalidad se define una nueva magnitud llamada entropı́a que
mide el grado de desorden o dispersión de la materia, tiene valor cero cuando
mide la entropı́a de una sustancia perfectamente ordenada (un cristal) y en reposo aboluto (a cero kelvin), es decir no tiene valores negativos.
Para saber si una reacción será espontánea o no se estudiará tanto si es exotérmica o endotérmica como si aumenta o disminuye la entropı́a. No obstante
puede pensarse que una reacción no es espontánea por su lentitud en producirse,
esto se debe a que la energı́a de activación debe ser elevada y esto justifica que
muy pocas partı́culas tienen la energı́a suficiente para reaccionar. La velocidad
de una reacción se mide por la variación de la concentración de las sustancias
que intervienen en la misma. En este punto juegan un papel muy importante los
116
CAPÍTULO 6. REACCIONES QUÍMICAS
catalizadores que son sustancias que no se consumen en una reacción pero que
están presentes en la misma, y consiguen disminuir la energı́a de activación propiciando un aumento de la velocidad. Volviendo al caso de la mezcla de hidrógeno
y oxı́geno que son muy reactivos pero al tener una energı́a de activación elevada
su velocidad prácticamente es nula, pero puede ser aumentada con la presencia
de platino que actúa como catalizador.
Una reacción finaliza cuando se consume alguno o todos los reactivos de la
misma, pero muchas veces una reacción se detiene y no se forman más productos
ni se consumen más reactivos, se dice entonces que la reacción ha alcanzado un
punto de equilibrio, cuyo sentido dinámico consiste en que la velocidad con la que
se descomponen los reactivos coincide con la velocidad de descomposición de los
productos, indicándose en la ecuación quı́mica con una doble flecha. Por ejemplo
una sal soluble como el cloruro de sodio es una reacción en la que toda la sal se
consume dando lugar a la aparición de los iones cloruro Cl− y sodio N a+ , se representarı́a por N aCl(s)+H2 O(l) → N a+ (ac)+Cl− (ac)+H2 O(l) cuando la disolución es diluida, pero si se llega a la saturación al añadir más sal no se consigue
formar más iones y por tanto ya no se disuelve más, se ha llegado aun equilibrio
en el que la velocidad con la que se disuelve la sal coincide con la velocidad con
la que reaccionan los iones salinos para precipitar sal de nuevo, la ecuación que
representa esta situación es N aCl(s) + H2 O(l) N a+ (ac) + Cl− (ac) + H2 O(l).
6.2.
Cálculos estequiométricos
La estequiometrı́a se encarga de las relaciones cuantitativas de las reacciones
quı́micas, describe los cálculos de masas atómicas y moleculares, la determinación de las fórmulas empı́ricas de compuestos y las relaciones de masa entre
reactivos y productos de una reacción quı́mica. Para realizar los cálculos estequiométricos la ecuación quı́mica debe estar ajustada, es decir que a ambos
lados de la igualdad haya el mismo número de átomos de cada elemento y para
ello se eligen los coeficientes estequiométricos con la condición de no variar las
fórmulas de las sustancias que intervienen. Los coeficientes estequiométricos de
una ecuación quı́mica ajustada representan la proporción del número de moles
presentes en la reacción.
Ejemplo 2 Calcula la masa de agua que se obtiene de la combustión de
100 g de metano descrita en el ejemplo anterior.
La reacción ajustada ya se conoce del ejemplo anterior:
CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2 O(g)
Tras la consulta de la tabla periódica se obtienen los siguientes masas
molares del metano y del agua:
M (CH4 ) = 12 + 4 · 1 = 16 g/mol M (H2 O) = 2 · 1 + 16 = 18 g/mol
La ecuación ya ajustada informa que por cada mol de metano se obtienen
2 moles de agua, que por cada 16 g de metano se obtienen 36 g de agua,
por lo tanto con 100 g de metano se obtendrán x g de agua:
100
16
=
36
x
6.2. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
117
de donde se obtiene que la masa de agua es 225 g.
6.2.1.
Composición centesimal y determinación de la fórmula empı́rica
Cuando se conoce la fórmula empı́rica de una combinación puede obtenerse
la composición centesimal que consiste en saber la proporción en masa de cada
uno de los elementos que la forman. Para ello se sigue el siguiente procedimiento:
1. escribir la fórmula empı́rica
2. consultar las masas atómicas en la tabla periódica de los elementos
3. calcular su masa formular sumando los productos de las masas atómicas
por el número de átomos que se indica en el subı́ndice del sı́mbolo
4. dividir cada sumando anterior por la suma total y se multiplica por cien
Ejemplo 3 Calcula la composición centesimal de un óxido de nitrógeno
cuya fórmula empı́rica es N O2
Se consulta la tabla periódica para calcular en primer lugar su masa formular:
M (N O2 ) = 14 + 2 · 16 = 46
y se divide la masa proporcional de nitrógeno que es 14 por el total 46, y
la masa proporcional de oxı́geno 32 por el mismo total:
%N =
14
32
100 = 30, 4 % ; %O =
100 = 69, 6 %
46
46
Si lo que se conoce previamente es la composición centesimal de una sustancia
pero no su fórmula empı́rica, se sigue el siguiente procedimiento:
1. consultar las masas atómicas de todos los elementos pesentes en la combinación
2. considerar que se tienen cien gramos de la combinación con lo que la composición centesimal de cada elemento se convierte en su masa en gramos
3. dividir cada una de las masas por la masa atómica relativa del elemento respectivo, ası́ se obtiene el número de moles de cada elemento en la
combinación,
4. obtener el número de átomos de cada elemento, el número de moles multiplicado por NA da el número de átomos de cada elemento en la combinación por cada 100 g,
5. dividir todos por el menor de ellos y ası́ se obtiene la proporción atómica
Ejemplo 4 En el amonı́aco la proporción en masa del nitrógeno es 82,35 %
y la del hidrógeno de 17,65 %, ¿cual es la fórmula empı́rica de esta combinación sabiendo que la masa atómica relativa del nitrógeno es 14?
La información dada es equivalente a decir que en 100 g de amonı́aco hay
82,35 g de nitrógeno y 17,65 g de hidrógeno, con los que se obtiene el
número de moles de cada elemento presentes en 100 g de amonı́aco:
118
CAPÍTULO 6. REACCIONES QUÍMICAS
17, 65
82, 35
= 5, 88 nH =
= 17, 65
14
1
siendo entonces el número de átomos de nitrógeno e hidrógeno:
nN =
nN = 5, 88 · NA nH = 17, 65 · NA
dos operaciones que no hace falta realizar porque se aprecia que hay menos
átomos de nitrógeno que hidrógeno, dividimos por el número más pequeño:
5, 88 · NA
17, 65 · NA
=1
≈3
5, 88 · NA
5, 88 · NA
la proporción atómica es 1 átomo de nitrógeno por cada 3 átomos de
hidrógeno, representado por la fórmula empı́rica N H3 .
6.2.2.
Masas molares y fórmulas moleculares
En el caso de que se conozca por algún procedimiento experimental la masa
molecular de una sustancia y la fórmula empı́rica, puede obtenerse su fórmula
molecular ya que siempre se cumple que la masa molecular es un múltiplo entero
de la masa formular (masa de la fórmula empı́rica).
M (fórmula molecular) = k · M (fórmula empı́rica) k = 1, 2, ...
(6.1)
Ejemplo 5 Encuentra la fórmula molecular de un hidrocarburo cuya fórmula empı́rica es CH3 y su masa molecular es 30.
Como la masa molecular siempre es un múltiplo entero de la masa formular, y en este caso la primera tiene un valor de 30 y la segunda de 15,
se deduce que la molécula es C2 H6 .
6.3.
Reacciones redox
La capacidad de combinación de un elemento con otro viene definida por
la valencia, un número que según el modelo de capas está relacionado con los
electrones de la capa más externa del átomo; la valencia normal de un elemento
se deduce de su posición en la tabla periódica, pero un elemento se combina con diferentes valencias. La valencia en una combinación covalente coincide
con el número de electrones compartidos y en una combinación iónica coincide
con la carga del ión. El término valencia se sustituye por el estado o número
de oxidación que es un número positivo o negativo que cumple las siguientes
condiciones:
1. una sustancia simple presenta un estado de oxidación cero,
2. el F siempre tiene el valor -1 en sus combinaciones, como el resto de los
halógenos excepto cuando se combinan con el oxı́geno,
3. el oxigeno casi siempre toma el valor -2 en sus combinaciones excepto con
el flúor,
4. el hidrógeno -1 al combinarse con metales y +1 cuando lo hace con no
metales,
119
6.3. REACCIONES REDOX
5. los metales alcalinos siempre toman valor +1 y los alcalino térreos +2,
6. la suma de los productos del número de oxidación de cada elemento y su
número de átomos respectivo es nula si la combinación es neutra y si se
trata de un ión heteroatómico u homoatómico, la suma coincide con la
carga del ión.
Se dice que un elemento se reduce cuando en una reacción disminuye su
número de oxidación, lo que significa que experimenta una reducción. En el
caso de que aumente su número de oxidación, el elemento experimenta una
oxidación. Siempre que en una reacción un elemento experimente una reducción
es porque otro elemento sufre una oxidación, en este sentido el que se reduce
oxida al otro y se llama oxidante, mientras que el que se oxida es el reductor
del otro. En la reacción en la que se hace pasar vapor de agua por un trozo de
carbón al rojo, el carbono se oxida y el hidrógeno se reduce, el carbono es el
reductor del hidrógeno y el hidrógeno es el oxidante del carbono, mientras que
el oxı́geno mantiene invariable su número de oxidación:
0
+1 −2
+2−2
0
C (s)+ H 2 O (g) → C O (g)+ H 2 (g)
este es el motivo por el que esta reacción recibe el nombre de redox, un tipo de
reacciones al que pertenecen las de combustión de combustibles, la formación de
agua a partir de hidrógeno y oxı́geno, las que se dan en la industria siderúrgica
para obtener metales a partir de sus minerales, en la industria de galvanizados,
etc.
Ejemplo 6 Deduce por qué la reacción Zn(s) + HCl(ac) → ZnCl2 (ac) +
H2 (g) es del tipo red-ox.
Indicamos el número de oxidación de cada elemento en ambas partes de la
ecuación empezando por el H cuyo valor es +1 por estar combinado con
otro no metal que cambia a 0 cuando forma el gas hidrógeno, por lo tanto
este elemento se reduce; como la combinación de cloruro de hidrógeno es
neutra implica que el cloro debe tener un número de oxidación de -1 en el
cloruro de hidrógeno y como forma el cloruro de zinc no varı́a su estado
de oxidación, sigue siendo -1; se deduce entonces que el zinc combinado
con el cloro tiene un número de oxidación de +2 y cuando estaba como
metal era de 0, por lo tanto este elemento es el que se ha oxidado:
+1−1
0
+2 −1
0
Zn (s) + 2 H Cl (ac) →ZnCl2 (ac)+ H 2 (g)
En una combinación de tres o más elementosuando como en el ácido sulfúrico
H2 SO4 por ejemplo pueden surgir la duda sobre el número de oxidación del
azufre, pero si se admite que el número de oxidación del oxı́geno es -2 y el del
hidrógeno +1 por estar combinado con no metales, como debe cumplirse que la
suma de estos números por el número de átomos respectivos debe ser cero, se
ecnuentra que el azufre debe tener +6 como número de oxidación.
Ejemplo 7 Deduce cual es el número de oxidación del hidróxido de cadmio, polvo blanco de aspecto amorfo, si su fórmula es Cd(OH)2 .
El hidrógeno combinado con el oxı́geno tiene de número de oxidación +1 y
el oxı́geno -2, su suma vale -1 que multiplicada por el subı́ndice 2 se obtiene
-2, y se deduce entonces que el cadmio tiene un estado de oxidación de
+2.
x
−2 +1
Sn ( O H )2 ; x + 2(−2 + 1) = 0 ; x = +2
120
CAPÍTULO 6. REACCIONES QUÍMICAS
6.3.1.
Electrólisis
En los procesos redox lo que realmente se produce es una transferencia de
electrones, el elemento que se reduce capta electrones que son cedidos por el
elemento que se oxida que los cede. El hecho de que una reacción redox suponga
una participación de electrones puede ser aprovechado para aplicar una corriente eléctrica que favorezca una reacción quı́mica, un proceso llamado electrólisis. Para llevar a cabo este proceso se necesita, además de la corriente eléctrica,
un electrolito que consiste en una disolución donde se encuentran los iones de
las sustancias intervinientes en la reacción procedentes de su disociación. Por
ejemplo una sal disuelta en agua es un electrolito, una sal fundida también constituye un electrolito, ası́ como un ácido como el nı́trico o una base como el
hidróxido de sodio.
Se aplica una corriente eléctrica a un electrolito formado por la sal fundida
N aCl donde estan presentes los iones de sodio N a+ y de cloruro Cl− . La corriente es suministrada por una pila mediante dos electrodos sumergidos en el
electrolito que permite el paso de corriente cerrando el circuito eléctrico; el electrodo positivo se llama ánodo y el negativo cátodo, relacionados con los aniones
o iones de carga negativa y los cationes o iones de carga postiva.
Por el cátodo fluyen electrones al electrólito de forma que la sustancia que
puede reducirse lo hará, en este caso serán los iones de sodio:
+1
0
N a+ (ac) + e− →N a (s)
y por el ánodo se recogerán los electrones que serán cedidos por la sustancia que
puede oxidarse, los iones cloruro:
−1
0
2 Cl− (ac) →Cl2 (g) + 2e−
dos ecuaciones que representan las semirreacciones de reducción y oxidación
respectivamente, ya que si multiplicamos la primera por dos y las sumamos se
obtiene:
+1
−1
0
0
2 N a+ (ac) + 2e− + 2 Cl− (ac) → 2 N a (s)+ Cl2 (g) + 2e−
una reacción global donde se aprecia que por cada 2 mol de electrones que
aporta la corriente eléctrica pasando a través del electrolito se obtienen 2 moles
de sodio metálico y 1 mol de gas cloro.
En los procesos de electrólisis la oxidación del electrolito se produce en el
ánodo (polo positivo) y la reduccion en en el cátodo o polo negativo.
Ejemplo 8 Escribe las semirreacciones de la electrólisis del agua sabiendo que es un electrólito débil, hay muy pocos iones derivados de la disociación de las moléculas de agua, cuyos iones son protones H + (realmente
los protones no están libres, rápidamente reaccionan con una molécula de
agua formando el hidronio H3 O+ ) y el hidróxido OH − .
Primero hay que determinar cuales son los estados de oxidación del hidrógeno
y oxı́geno en dichos iones; es evidente que el protón tiene un estado de
oxidación de +1 y en el hidróxido el estado de oxidación del hidrógeno
121
6.3. REACCIONES REDOX
Figura 6.1: Instrumento para la obtención de gas hidrógeno, en el cátodo el
hidrógeno del agua se reduce a gas hidrógeno burbujeando en la superficie del
electrodo y ecapando de la disolución; en el ánodo el oxı́geno del agua se oxida
y se evapora formando gas oxı́geno.
es +1 y el del oxı́geno -2. En el cátodo se dará la reducción de los protones formando gas hidrógeno mientras que el ánodo se dará la oxidación
del oxı́geno apareciendo este gas. Las semireacciones que representan las
semirreacciones en cada electrodo son:
+1
4 H + (ac) + 4e−
−2 +1−
4 OH
(ac)
0
→
2 H2 (g)
→
O2 (g) + 2 H2 O +4e−
0
+1 −2
siendo la reacción global:
4H + (ac) + 4OH − (ac) + 4e− → 2H2 (g) + O2 (g) + 2H2 O(l) + 4e−
que de forma simplificada quedarı́a ası́:
2H + (ac) + 2OH − (ac) → 2H2 (g) + O2 (g)
que muestra como en la electrólisis del agua se obtiene una cantidad de
sustancia de gas hidrógeno doble que la de gas oxı́geno, y de la ecuación
de los gases se deduce que el volumen obtenido de hidrógeno es el doble
que el de oxı́geno.
Con las pilas eléctricas se obtiene una corriente eléctrica al ser conectados su
cátodo y ánodo a un circuito, en este instante se suceden en su interior una serie
de reacciones quı́micas, que necesariamente son procesos redox, donde existen
elementos que se reducen y otros se oxidan de forma espontánea permitiendo
una transferencia electrónica que fluye hacia el exterior y cosntituye la corriente
eléctrica.
122
6.4.
CAPÍTULO 6. REACCIONES QUÍMICAS
Reacciones ácido-base
Las reacciones ácido base son procesos donde una sustancia cede protones
H + y otra los acepta, la primera se comporta como un ácido y la segunda como una base. Según la definición dada por Brönsted y Lowry un ácido es una
sustancia que cede protones y una base una sustancia que los acepta.
El gas cloruro de hidrógeno cuando se disuelve en agua da lugar a un electrolito, han aparecido iones en la disolución, en una pimera aproximación se
dirı́a que el cloruro se ha disociado dando lugar a la formación de protones H +
y de cloruros Cl− :
HCl(g) + agua → HCl(ac) → H + (ac) + Cl− (ac)
sin embargo si se contempla la posibilidad de que ha ocurrido una reacción entre
el cloruro de hidrógeno y el agua, permite la aparición de iones en la disolución:
HCl(g) + H2 O(l) → H3 O+ (ac) + Cl− (ac)
los protones no pueden estar libres ya que reaccionan rápidamente con el agua
formando el ión hidronio H3 O+ . En la reacción anterior el cloruro de hidrógeno
se comporta como un ácido por ceder protones al agua y el agua se comporta
como base por aceptarlos.
Al disolver gas amonı́aco en agua también se forma un electrolito, cuya disolución tiene unas propiedades diferentes a la disolución del cloruro de hidrógeno,
esto se debe a que el amonı́aco se comporta como base y el agua como ácido:
N H3 (g) + H2 O(l) → OH − (ac) + N H4+ (ac)
y forman los iones hidróxido OH − y amonio N H4+ .
Una sustancia es un ácido fuerte o una base fuerte cuando se disocia completamente, experimentando una ionización al reaccionar con una base o un ácido
respectivamente. En los ejemplos anteriores el agua se comporta como ácido o
base si reacciona con un ácido o una base más fuerte que ella, esto significa que
la fortaleza de un ácido depende también de la fortaleza de la otra sustancia
con la que reacciona.
Una reacción ácido base muy conocida es la de neutralización, donde un ácido
y una base reaccionan para formar la sal correspondiente y agua, por ejemplo al
mezclar una disolución acuosa de cloruro de hidrógeno (ácido clorhı́drico) con
otra disolución acuosa de hidróxido de sodio (vulgarmente conocida como sosa
caústica) se forma la sal cloruro de sodio y agua:
HCl(ac) + N aOH(ac) → H2 O(l) + N aCl(ac)
el ácido clorhı́drico cede protones al hidróxido de sodio, el primero tiene un
comportamiento ácido frente a la base de hidróxido de sodio. Como se sabe
que el ácido clorhı́drico es muy fuerte y que el hidróxido de sodio también, sys
disoluciones acuosas tendrán una concentración de los siguientes iones:
HCl(ac) + H2 O(l) → H3 O+ (ac) + Cl− (ac)
6.4. REACCIONES ÁCIDO-BASE
123
Figura 6.2: La escala de acidez y basicidad o alcalinidad oscila entre 0 y 14,
el 0 para disoluciones ácidas muy fuertes y el 14 para disoluciones alcalinas
muy fuertes. El grado de acidez disminuye del 0 al 7 y el grado de alcalinidad
disminuye del 14 al 7. El ph 7 indica que la disolución es neutra. Esta escala es
válida para disoluciones acuosas cuya concentración molar es igual o inferior a
1 M.
N aOH(ac) + H2 O(l) → H2 O(l) + N a+ (ac) + OH − (ac)
y al mezclarse la reacción global es:
HCl(ac)+N aOH(ac)+2H2 O(l) → H2 O(l)+H3 O+ (ac)+Cl− (ac)+N a+ (ac)+OH − (ac)
han aparecido los iones de sodio y cloruro que forman la sal disuelta del cloruro
de sodio y más agua de la combinación entre los hidronios e hidróxidos:
HCl(ac) + N aOH(ac) → H2 O(l) + N aCl(ac)
Ejemplo 9 Escribe la reacción de neutralizacion entre una disolución
acuosa de ácido nı́trico HN O3 con una de amonı́aco N H3 .
El ácido nı́trico en disolución acuosa forma los iones nitrato e hidronio:
H2 O(l) + HN O3 (ac) → N O3− (ac) + H3 O+ (ac)
y la del amonı́aco forma los iones hidróxido y amonio:
H2 O(l) + N H3 (ac) → N H4+ (ac) + OH − (ac)
y al mezclarse los iones nitrato con los de amonio forma la sal nitrato de
amonio y los iones de hidronio e hidróxido forman agua:
2H2 O(l)+N H3 (ac)+HN O3 (ac) → N H4+ (ac)+N O3− (ac)+OH − (ac)+H3 O+ (ac)
6.4.1.
Escala de acidez: pH
En un proceso de neutralización lo que sucede realmente es que la concentración de iones hidronio que contiene la disolución acuosa del ácido coincide
con la concentración de los iones hidróxido que contiene la disolución de la base.
Cuando esto no sucede y las concentraciones son diferentes, cuando haya un exceso de hidronio la mezcla es ácida y si hay un exceso de hidróxido la disolución
es básica. La escala de acidez y basicidad de una disolución acuosa abarca desde
0 hasta 14, siempre que la concentración molar sea inferior a 1M; el 7 significa
que es neutra, entre 0 y 7 ácida y mayor de 7 hasta 14 básica. Esta escala se
basa en la introducción del pH que es una cantidad adimensional que se obtiene
aplicando el logaritmo cambiado de signo de la concentración de hidronio.
124
CAPÍTULO 6. REACCIONES QUÍMICAS
Figura 6.3: El agua está presente en los proceos biológicos y su acidez o alcalinidad influye en la presencia de organismos. Y también en los procesos geológicos
como la lluvia ácida.
Ejemplo 10 Calcula el pH de una disolución de ácido clorhı́drico 0,5 M,
sabiendo que este es un ácido fuerte y está disociado completamente.
El ácido clorhı́drico está totalmente disociado y esto quiere decir que en
la disolución hay 0,5 mol/l de iones hidronio, por tanto si se aplica el
logaritmo a esta cantidad y se cambia de signo se obtiene:
pH = − lg 0, 5 = 0, 3
Ejemplo 11 Calcula el pH de una disolución que se obtiene de la mezcla
de dos disoluciones de ácido clorhı́drico y de hidróxido de sodio cuyas
concentraciones una vez mezcladas son de 0,5 y 0,4 M respectivamente.
Al mezclar las dos disoluciones están presentes, por el hecho de ser un
ácido y una base fuertes, 0,5 mol/l de iones hidronio y 0,4 mol/l de iones
hidróxido, que cuando se neutralicen quedará en exceso 0,1 mol/l de hidronio sin reacionar, por lo tanto la disolución será ácida y su pH valdrá:
pH = − lg 0, 1 = 1
6.5. EJERCICIOS
6.5.
125
Ejercicios
1. Ajusta cada una de las siguientes ecuaciones: S +O2 → SO3 , C2 H2 +O2 →
CO + H2 O, N a2 CO3 + Ca(OH)2 → N aOH + CaCO3 , N a2 SO4 + H2 →
N a2 S + H2 O, Cu2 S + O2 → Cu2 O + SO2 , Cu2 O + Cu2 S → Cu + SO2 ,
Cu + H2 SO4 → CuSO4 + H2 O + SO2 y B + SiO2 → Si + B2 O3 .
2. Ajusta cada una de las siguientes ecuaciones: N a2 SO4 (s)+C(s) → N a2 S(s)+
CO2 (g), Cl2 (ac) + H2 O(l) → HCl(ac) + HClO(ac), P Cl3 (l) + H2 O(l) →
H3 P O3 (ac)+HCl(ac), N O2 (g)+H2 O(l) → HN O3 (ac)+N O(g) y M g3 N2 (s)+
H2 O(l) → M g(OH)2 (s) + N H3 (g).
3. Calcula la cantidad de calcio que puede obtenerse de 10 g de fosfato de
calcio Ca3 (P O4 )2 . (R: 3,887 g)
4. El yeso es sulfato de calcio doblemente hidratado CaSO4 ·2H2 O que cuando se deshidrata se evapora el agua, ¿qué porcentaje del peso inicial representa la pérdida de peso por la deshidratación? (R: 21,17 %)
5. Se queman 50 g de carbono C para obtener dióxido de carbono CO2 ,
calcula a) la masa de oxı́geno O2 necesario y b) el volumen de CO2 , medido
en condiciones normales que se produce. (R: 133 g; 101,8 L)
6. Calcula la masa necesaria de oxı́geno para que reaccione exactamente con
200 g de amonı́aco, según la reacción: 4N H3 (g) + 5O2 (g) → 4N O(g) +
6H2 O(g). (R: 470,6 g)
7. Determina la masa de yoduro de potasio KI, yodato de potasio KIO3 y
ácido nı́trico HN O3 necesarios en la reacción 5KI + KIO3 + 6HN O3 →
6KN O3 + 3I2 + 3H2 O para producir 90 g de yodo. (R: 98,03 g, 25,27 g y
44,64 g)
8. El amoniaco gas N H3 reacciona con cloruro de hidrógeno gas HCl, para
formar el cloruro amónico N H4 Cl, un sólido blanco. Escribe la ecuación
ajustada para esta reacción y calcula la masa de cloruro de hidrógeno que
reacciona con 0,20 g de amoniaco. (R: 0,43 g)
9. El ácido clorhı́drico, una disolución acuosa de cloruro de hidrógeno, reacciona con una disolución de hidróxido sódico, N aOH, para dar cloruro
sódico y agua. Escribe la ecuación ajustada para esta reacción. ¿Qué masa
de hidróxido sódico reacciona con 3,00 g de ácido? ¿Cuál es la masa de sal
obtenida? (R: 3,29 g ; 4,81 g)
10. El ácido fosfórico H3 P O4 , se combina con hidróxido de calcio Ca(OH)2 ,
para formar agua y fosfato de calcio Ca3 (P O4 )2 . Escribir la ecuación ajustada para esta reacción y calcular la masa de Ca(OH)2 que reacciona con
30,00 g del ácido. ¿Qué masa de la sal se forma? (R: 33,98 g ; 47,45 g)
11. Escribir la ecuación ajustada correspondiente a la reacción del cloro gas
con dióxido de silicio (sı́lice) y carbono, para dar tetracloruro de silicio y
monóxido de carbono. ¿Qué masa de tetracloruro puede obtenerse a partir
de 150 g de sı́lice? (R: 425 g)
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CAPÍTULO 6. REACCIONES QUÍMICAS
12. Calcula la composición centesimal de cada una de las siguientes sustancias:
cloruro de sodio N aCl, propano C3 H8 y ácido sulfúrico H2 SO4 . (R: para
el C3 H8 81,82 % de carbono y 18,18 % de hidrógeno)
13. El sulfato amónico (N H4 )2 SO4 se utiliza frecuentemente como fertilizante
agrı́cola, ¿cuál es el porcentaje de nitrógeno en masa en este compuesto?
¿Qué cantidad de sulfato amónico se necesita para suministrar 10,0 g de
nitrógeno? (R: 21,2 % ; 47,17 g)
14. ¿Cuál es la composición centesimal, expresada en porcentajes en masa,
de cada una de las siguientes especies: C2 H6 , M gBr2 , N aOH, C2 H6 O y
C6 H5 N O2 .
15. Calcula el porcentaje de silicio que hay en el cuarzo SiO2 . ¿Qué cantidad
de cuarzo contiene 34 g de silicio? (R: 46,67 % y 72,85 g)
16. ¿Cuál es el porcentaje en masa del azufre en el compuesto Sb2 S3 ? ¿Qué cantidad de azufre hay en 28,4 g del compuesto? ¿Qué masa del compuesto
contiene 64,4 g de azufre? (R: 8,0 g ; 227,8 g)
17. Calcula la composición centesimal del agua. ¿Cuánta agua puede obtenerse
con 200 g de hidrógeno? (R: 11.11 % de hidrógeno y 88,88 % de oxigeno;
1800 g)
18. El sodio se obtiene de la sal común N aCl, ¿qué porcentaje representa el
sodio en esta sal? ¿cuánto sodio se obtiene por cada kilogramo de sal? (R:
39,31 %; 393,1 g)
19. Si la composición centesimal de un determinado compuesto es 87,5 % de
nitrógeno y 12,5 % de hidrógeno, determina la fórmula empı́rica. Si además
se conoce que la masa relativa es 32, ¿cual es su fórmula molecular? (R:
N H2 ; N2 H4 )
20. Un compuesto contiene un 7,00 % de carbono y un 93,00 % de bromo,
¿cuál es su fórmula empı́rica? (R: CBr2 )
21. Un mineral de pirita tiene la siguiente composición centesimal 46,7 % de
hierro y 53,3 % de azufre, ¿cual es su fórmula empı́rica? (R: F eS2 )
22. El butano es un hidrocarburo cuya composición centesimal es 82,75 % de
carbono y 17,25 % de hidrógeno y una masa molecular relativa de 58,
¿qué fórmula empı́rica y molecular tiene este hidrocarburo? (R: C2 H5 ;
C4 H10 )
23. El análisis de un compuesto dio 56,50 % de potasio, 8,69 % de carbono y
34,81 % de oxı́geno, determina la fórmula empı́rica. (R: K2 CO3 )
24. Determina la fórmula empı́rica de un compuesto formado por 18 % de
carbono, 2,3 % de hidrógeno y 80 % de cloro. Si su masa molecular es
aproximadamente 133,5, determina su fórmula molecular. (R: C2 H3 Cl3 )
25. El análisis de un compuesto reveló que contenı́a un 21,7 % de C, un 9,6 %
de O y un 68,7 % de F. ¿cuál es su fórmula empı́rica y masa formular? (R:
C3 OF6 )
6.5. EJERCICIOS
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26. La cafeı́na es un compuesto que contiene 49,5 % de C, un 5,2 % de H, un
28,8 % de N y un 16,6 % de O en masa. ¿Cuál es su fórmula empı́rica? (R:
C4 H5 N2 O)
27. El análisis de la nicotina dio como resultado un contenido de 74,8 % de C,
el 8,7 % de H y el 17,3 % de N en masa. La masa molar de la nicotina es de
162 g. ¿Cuál es su fórmula empı́rica y su fórmula molecular? (R: C5 H7 N
; C10 H14 N2 )
28. El análisis de un compuesto de azufre y flúor dio un contenido del 70,3 %
en masa de flúor. ¿Cuál es la fórmula empı́rica de este compuesto? (R:
SF4 )
29. La composición de un lı́quido volátil es, en masa, de un 62,04 % de carbono,
un 27,55 % de oxı́geno y un 10,41 % de hidrógeno. A 100o C y 1,0 atm, 440
ml del compuesto tenı́an una masa de 1,673 g. Calcular la masa molar del
compuesto y su fórmula molecular. (R: 116,3 g/mol ; C6 O2 H12 )
30. Clasifica como reacciones redox o ácido base las siguientes reacciones:
KOH + HBr → KBr + H2 O , Ag + HN O3 → AgN O3 + N O2 + H2 O.
31. Indica el estado de oxidación de cada elemento en las combinaciones: ión
nitrito N O2− , ión perclorato ClO4− , ácido fosfórico H3 P O4 .
32. Identifica en la siguiente reacción el elemento que se oxida y el que se
reduce, ası́ como la especie o combinación que se comporta como oxidante
y como reductor: F e3+ (ac) + I − (ac) → F e2+ (ac) + I2 (s).
33. Escribe la reacción con el agua de los siguientes ácidos: hipocloroso HClO
y ácido fluorhı́drico HF .
34. Escribe la reacción con el agua de las siguientes bases: hidróxido de magnesio Li(OH) y del amonı́aco N H3 .
35. Calcula el pH de una disolución acuosa de ácido clorhı́drico 0,023 M.
36. Calcula el pH de una disolución alcalina de hidóxido de potasio (base
fuerte) 0,001 M.
37. Determina si la disolución resultante es neutra tras mezclar volúmenes
iguales de dos disoluciones acuosas de clorhı́drico e hidróxido de sodio, si
sus concentraciones son 0,0345 M y 0,0350 M respectivamente.
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CAPÍTULO 6. REACCIONES QUÍMICAS