Reacciones Quimicas y Equilibrio quimico PDF

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REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias en otras. De acuerdo con la teoría atómica de la materia se explican como el resultado de un reagrupamiento de átomos para dar nuevas moléculas. Las sustancias que participan en una reacción química y las proporciones en que lo hacen, quedan expresadas en la ecuación química correspondiente, que sirve de base para la realización de diferentes tipos de cálculos químicos. La naturaleza es dinámica. Tanto la materia viva como la inerte sufren continuamente procesos de transformación, de los cuales los más importantes son los que afectan a su constitución. La formación de las rocas, la erosión química de las aguas, el nacimiento de una planta o la respiración de un mamífero son procesos observables que suponen cambios de unas sustancias en otras. Todos ellos, más allá de sus diferencias, tienen algo en común: implican transformaciones a escala molecular, que son las responsables de los cambios materiales observables a simple vista. Una molécula de una determinada sustancia pura constituye el representante elemental de dicha sustancia, es decir, la cantidad más pequeña de ella que posee todas sus propiedades químicas. Cuando una sustancia dada, bajo ciertas condiciones, se transforma en otra u otras con diferentes propiedades, se ha de pensar que algo ha ocurrido a nivel molecular. De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente de diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un cambio observable de sustancia o cambio químico. Dicho proceso de transformación recibe el nombre de reacción química. Con frecuencia, sustancias formadas por iones participan en las reacciones químicas. En tales casos, las moléculas de la descripción anterior deben ser consideradas realmente como agregados iónicos. En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iniciales se denominan reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se representa mediante las llamadas ecuaciones químicas en la forma: reactivos ® (reacción química) ® productos Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas correspondientes. La flecha indica el sentido de la transformación. Si es posible conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química: (s)sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa Cada uno de los símbolos químicos que aparecen en la ecuación no sólo constituye la abreviatura del nombre del elemento correspondiente, sino que además representa un átomo de dicho elemento. Análogamente sucede con la fórmula de un compuesto, la cual designa a dicho compuesto y muestra los átomos (o los iones) que componen su molécula (o su agregado iónico elemental) así como la relación numérica entre ellos. Esta forma simbólica de escribir las reacciones químicas constituye, por tanto, la descripción de las transformaciones a nivel molecular que aquéllas implican. La representación visual de tales procesos puede efectuarse recurriendo a modelos o construcciones mediante esferas que reproducen la estructura aproximada de la molécula o del agregado iónico en cuestión. En este tipo de modelos, cada esfera,

con su correspondiente color, representa un átomo o un ion y el conjunto describe la forma exterior de la molécula o del agregado iónico. Toda reacción química establece una relación cualitativa entre reactivos y productos, pues expresa la naturaleza de éstos en función de la de aquellos. Pero, además, fija las proporciones en las que unos y otros intervienen. El fundamento de esta relación cuantitativa entre las diferentes sustancias que participan en una reacción dada fue establecido en la última mitad del siglo XVIII por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). La aplicación de la balanza y de la medida de masas al estudio de multitud de reacciones químicas le permitió descubrir que en cualquier proceso químico la suma de las masas de las sustancias que intervienen (reactivos) es idéntica a la de las sustancias que se originan como consecuencia de la reacción (productos). Es decir, en toda reacción química la masa no se crea ni se destruye, sólo cambia de unas sustancias a otras. La teoría atómica dio una sencilla interpretación a esta ley de conservación. Si los átomos no son alterados esencialmente en las reacciones químicas, sino únicamente las moléculas, el número de átomos de cada elemento que constituye los reactivos ha de coincidir exactamente con el correspondiente de los productos, por lo que la masa total en juego se mantendrá constante en la reacción. La ley de conservación de la masa de Lavoisier constituyó una pieza fundamental en el desarrollo y consolidación de la química como ciencia. CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas suelen clasificarse de distintas maneras, aunque hay reacciones que pueden entrar en más de una clasificación. Síntesis: Formación de un compuesto a partir de reactivos más simples. Ejemplo: H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l)

2

Descomposición : Transformación de un compuesto en dos o más productos. Ejemplo: 2 HgO (s)  2 Hg (l) + O2 (g) Combustión: Reacción de una sustancia con oxígeno del aire. Ejemplo: C (s) + O2 (g)  CO2 (g) Precipitación: Formación de un compuesto insoluble, sin cambio en los números de oxidación. Ejemplo: Ag+ (aq) + Cl- (aq)  AgCl (s) Ácido – Base: Reacción que ocurre por transferencia de un protón de un ácido a una base. Ejemplo: H3O+ + OH-  2H2O Redox: Reacción que ocurre por transferencia de electrones de una especie a otra que se manifiesta por un cambio en los números de oxidación. Ejemplo: Zn (s) + HCl (aq)  ZnCl2 + H2 (g) BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS Partiendo de la ley de conservación de la masa y de su relación con la teoría atómica de la materia permiten enfocar el estudio de las reacciones químicas como si se tratara de un balance entre átomos de una misma especie. Para que dicho balance cuadre, se han de introducir, con frecuencia, algunos coeficientes numéricos que permiten igualar el número de átomos de cada elemento a uno y otro lado de la flecha. Cuando esto se consigue se dice que la reacción

química está ajustada, lo que significa que puede ser considerada, en sentido estricto, como una igualdad o ecuación química. Dado que las masas de los diferentes átomos son conocidas, las ecuaciones ajustadas se convierten, en primer término, en relaciones entre las masas de sustancias que intervienen en la reacción. Ello hace posible la realización de cálculos químicos precisos sobre la base que proporcionan las ecuaciones químicas ajustadas, sus símbolos y sus coeficientes numéricos. Así, la reacción de descomposición del óxido de cobre (II) una vez ajustada es: 2.CuO (s) ® calor ® 2.Cu (s) + O2 (g) e indica que por cada dos moléculas de óxido de cobre (II) se forman dos átomos de cobre y una molécula de oxígeno. Tratando dicha ecuación química como si de una ecuación matemática se tratara, es posible multiplicar ambos miembros por un mismo número N sin que se altere la igualdad, es decir: 2.N.CuO (s) ® calor ® 2.N.Cu (s) + N.O2 (g) Si N representa el número de Avogadro N Ao número de partículas que componen un mol, entonces la ecuación anterior puede interpretarse en términos de moles; dos moles de CuO se descomponen en dos moles de Cu y un mol de O 2. Por tanto los coeficientes de una ecuación química ajustada representan también la proporción en número de moles, de reactivos y productos que participan en la reacción. Cuando las sustancias son gaseosas, de acuerdo con la hipótesis de Avogadro, cada mol equivale a un volumen de sustancia de 22,4 litros medidos en condiciones normales de presión y temperatura. Ello significa que, junto con cálculos de masas, es posible efectuar cálculos de volúmenes en aquellos casos en que intervengan sustancias gaseosas. REACCIONES REDOX Una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente una reacción redox, es aquella en la cual ocurre una transferencia de electrones. La sustancia que gana electrones se denomina oxidante y la que los cede reductor. Por lo tanto, el oxidante se reduce ( le sucede una reducción ) y el reductor se oxida ( le acontece una oxidación ). Se asevera entonces que una reacción redox se conforma de dos semi-reacciones: oxidación y reducción. Ambas se producen simultáneamente. También se da el hecho de que una misma sustancia se reduce y oxida a la vez. Esto se llama dismutación. Número de oxidación El número de oxidación es un valor arbitrario que se le asigna a un elemento. Para esto es conveniente seguir la siguiente pauta: Los elementos libres en estado neutro ( H2 , O2 , Cl2 , Cu, Fe , etc. ) tienen número de oxidación igual a 0. Cuando los elementos están combinados, tenemos lo siguiente: Flúor ( F ) número de oxidación = –1 Hidrógeno ( H ) número de oxidación = +1 número de oxidación = –1 ( Hidruros: NaH, MgH2 , etc. ) Oxígeno ( O ) número de oxidación = –2 número de oxidación = –1 ( Peróxidos: H2O2 , Na2O2 , etc. ) número de oxidación = +1 ( OF2 ) Alcalinos número de oxidación = +1 ( NaCl , K2O , LiNO3 , etc. ) Alcalinos térreos número de oxidación = +2 ( MgF2 , CaO , BaSO4 , etc. ) Aluminio ( Al ) número de oxidación = +3

Halógenos número de oxidación = –1 ( Halogenuros: BaCl 2 , KBr , etc. ) Azufre ( S ) número de oxidación = –2 ( Sulfuros: K 2S , BeS , etc. ) Cuando no se puede determinar el número de oxidación directamente, hay que deducirlo aplicando lo siguiente: En la molécula neutra, la suma de los números de oxidación de cada átomo de ella es igual a 0. En el ión, la suma de los números de oxidación de cada átomo de él es igual a la carga eléctrica del ión. Ejemplos: NH3 : número de oxidación del N + 3 × número de oxidación del H = 0 número de oxidación del N + 3 × ( +1 ) = 0 número de oxidación del N = –3 CO2 : número de oxidación del C + 2 × número de oxidación del O = 0 número de oxidación del C + 2 × ( –2 ) = 0 número de oxidación del C = +4 Cu2S : 2 × número de oxidación del Cu + número de oxidación del S = 0 2 × número de oxidación del Cu + ( –2 ) = 0 número de oxidación del Cu = +1 SO4 –2 : número de oxidación del S + 4 × número de oxidación del O = –2 número de oxidación del S + 4 × ( –2 ) = –2 número de oxidación del S = +6 Cr2O7 –2 : 2 × número de oxidación del Cr + 7 × número de oxidación del O = –2 2 × número de oxidación del Cr + 7 × ( –2 ) = –2 número de oxidación del Cr = +6 Oxidación En cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aumentó su número de oxidación, por ejemplo: Fe +2 Fe +3 + e – Reducción En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento disminuyó su número de oxidación, por ejemplo: Cu +2 + 2e – Cu 0 Igualación de una reacción redox Generalmente necesitamos igualar una reacción redox, por ejemplo: Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 (reacción no igualada) Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O (reacción igualada) Para este propósito, primero debemos identificar las sustancias que se oxidan y reducen, mediante un análisis de los cambios de números de oxidación. Como ya dijimos, siempre sucede esto. Conviene, cuando es posible, expresar lo anterior en forma iónica. Oxidación: Cu 0 Cu +2 Reducción: SO4 –2 SO2 El cobre aumenta su número de oxidación de 0 a +2 , por lo tanto pierde 2 e – y el azufre disminuye su número de oxidación de +6 a +4 , o sea gana 2 e – ; además para igualar las cargas eléctricas en la reducción debemos agregar al lado izquierdo 4 H + ( estamos en un medio ácido ) y dos moléculas de agua, en el lado derecho, para igualar el número de átomos de cada elemento: Oxidación: Cu 0 = Cu +2 + 2 e – Reducción: SO4 –2 + 2e – + 4 H + = SO2 + 2 H2O Como el número de electrones cedidos es igual al número de electrones ganados, podemos reunir directamente ambas semi-reacciones:

Cu + SO4 –2 + 4 H + = Cu +2 + SO2 + 2 H2O Lo que se expresa en la forma molecular: Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O Conviene observar que los protones ( H + ) provienen del ácido sulfúrico ( H2SO4 ) CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS Una ecuación química es una igualdad entre sustancias reaccionantes o reactivos y productos de reacción. Conocidos los reactivos y productos de una ecuación química y los pesos atómicos relativos de los elementos que intervienen, es posible establecer relaciones de masa entre todas las sustancias que intervienen en la reacción, aplicando la ley de Lavoisier. Los cálculos que permiten establecer dichas relaciones se llaman cálculos estequiométricos. Los pasos a seguir para llevar a cabo un cálculo estequiométrico son los siguientes: 1] Escribir la ecuación química de la reacción involucrada. 2] Igualar la ecuación química colocando coeficientes de forma tal que el número total de átomos de cada elemento de la izquierda (reactivos) sea igual al número total de átomos de cada elemento de la derecha (productos). Para igualar una ecuación química existen varios métodos. Uno de ellos es el método algebraico que permite igualar ecuaciones de complicada resolución. Consiste en colocar letras en orden alfabético en el lugar de los coeficientes, escribiendo una columna con los elementos que intervienen en la reacción y al lado de cada uno de ellos se escribe la ecuación matemática que resulta de considerar su participación en la ecuación, tomando en cuenta la cantidad de veces que aparece y colocando un signo igual al pasar de reactivos a productos. Se obtiene así un sistema de ecuaciones que se resuelve asignando un valor arbitrario (por ejemplo 1) a una de las incógnitas. Veamos un ejemplo: a Cu + b HNO3 --------> c Cu(NO3)2 + d NO2 + e H2O Cu: H: N: O:

a b b 3

=c I =2e II =2c+d III b=6c+2d+e

IV

Supongo a = 1 => c = 1 de II => e = b / 2 de III => b = 2 + d => d = b - 2 de IV => 3 b = 6 + 2 d + e

Reemplazando II y III en IV => 3 b = 6 + 2 (b - 2) + b/2 => 3 b = 6 + 2 b - 4 + b/2 => => 3 b – 2 b - b/2 = 6 - 4 => b/2 = 2 => b = 4 => de III => d = 4 - 2 => d = 2 => de II => e = 4/2 => e = 2 Reemplazando en la ecuación: Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O Las ecuaciones químicas expresan las relaciones cuantitativas existentes entre las sustancias que intervienen en la reacción, y permiten calcular la cantidad de cualquiera de ellas en moles, masa o volumen a través de la ecuación de estado en las condiciones que correspondan.

En primer lugar definiremos algunos conceptos necesarios para la resolución de problemas y luego veremos un ejemplo de calculo. * Pureza: generalmente los reactivos sólidos suelen presentar otras sustancias extrañas (impurezas) que no intervienen en la reacción química. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.00 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobre (80% de 60.00g) corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas inertes. * Reactivo limitante: se denomina así al reactivo que limita la reacción química por encontrarse estequiométricamente en menor proporción entre dos o más reactivos. A partir de éste deben calcularse todos los productos formados. * Reactivo en exceso: es el reactivo que se encuentra estequiométricamente en mayor cantidad a la necesaria (determinada por el limitante) y por ende, presenta una masa en exceso. Dicha masa resulta de restar la cantidad de reactivo agregado y la cantidad necesaria. * Rendimiento de la reacción: generalmente, las reacciones químicas no presentan una eficiencia del 100 % debido a condiciones inadecuadas de presión y temperatura o a perdidas de productos por arrastre en aquellas reacciones que involucran gases. El rendimiento se expresa como porcentaje con respecto a uno o todos los productos y se calcula haciendo el cociente entre la masa obtenida y la masa que debería obtenerse, multiplicado por 100: R= ( masa obtenida / masa teórica ) x 100 PROBLEMAS RESUELTOS REACCIONES QUIMICAS 1) Se hacen reaccionar 50.00g de Cu (90% de pureza) con 400.00ml de una solución 6 M de ácido nítrico a 50ºC y 3 atmósferas, con un rendimiento del 95 % respecto de Cu(NO3)2. Calcular: a] Reactivo limitante y reactivo en exceso b] Masa de reactivo en exceso. c] Masa de nitrato(V) de cobre (II) obtenida. d] Volumen de dióxido de nitrógeno obtenido. e] Moles y moléculas de agua obtenidos. 1º]- Debe plantearse la ecuación química e igualarla según lo indicado anteriormente. Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 2º]- Se coloca debajo de la ecuación, las relaciones estequiométricas de masa y moles obtenidas a partir de los pesos atómicos y moleculares tomando en cuenta los coeficientes de igualación. También se colocan las masas o moles dados por el problema: Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O Relac.esteq. 63.54g 252.00g 187.54g 92.00g 36.00g 1 mol 4 moles 1 mol 2 moles 2 moles Datos e Incógnitas Resolución:

50.00g (90%)

400 ml sc. 6M

95%

masa?

Vol.?

moles? molec.?

a] Reactivo limitante y reactivo en exceso: masa de Cu agregada:

100% ----------> 50.00 g 90% -----------> x = 45.00 g de Cu puro

moles deHNO3 agregados:

1000 ml -----------> 6 moles 400.00ml ---------> x = 2.4 moles de HNO33

masa de Cu que reacciona:

Si 4 moles HNO3 ---------> 63.54 g Cu 2.4 " " --------> x = 38.12 38.12 gg Cu Cu

(necesarios) Se necesitan 38.12 g de Cu para reaccionar con los 400.00 ml de ácido, pero agregamos 45.00 g de Cu, por lo tanto el cobre esta en exceso y, en consecuencia, el HNO3 es el reactivo limitante. b] Masa de reactivo en exceso: masa de Cu exceso = 45.00 g Cu - 38.12 g Cu = 6.88 g Cu exceso. c] Masa de Cu(NO33) 22 obtenida: obtenida: Si 4 moles HNO3 ---------> 187.54 g Cu(NO33)22 2.4 " " ---------> x= 112.52 g Cu(NO3 )2(sin (sin considerar considerar rendim.) rendim.) Considerando el rendimiento del 95% se obtiene el 95% del valor calculado anteriormente, es decir: 100% ----------> 112.52 g Cu(NO33)22 95% -----------> x = 106.89 g Cu(NO3 )2 d] Volumen de NO2 obtenido: Si 4 moles de HNO3 -----------> 2 moles de NO22 2.4 " " " ----------> x = 1.2 moles de NO2 De la ecuación General de Estado de Gases Ideales: (debemos trabajar con esta ecuación ya que el NO2 es un gas) P.V=n.R.T

=>

V = n . R . T / P =>

V = (1.2 mol x 0.082 l atm / mol K x 323.15 K ) / 3 atm = 10.60 litros. litros O: e] Moles y moléculas de H2O: Si 4 moles de HNO3 -------------> 2 moles de H2O 2.4 " " " -------------> x = 1.2 1.2 moles moles de de H H2 O Si 1 mol H2O -------------> 6.02 x 10 23 moléculas (NAA ) 1.2 " " ------------> X= 7.22 x 1023 moléculas de H2 O Observación: en la resolución del problema, para calcular los productos se trabaja siempre con el reactivo limitante. 2) El dióxido de azufre reacciona con oxígeno gaseoso para formar trióxido de azufre, según la reacción:

a) ¿Cuántos gramos de trióxido de azufre podrán prepararse a partir de 23,5 g de dióxido de azufre? b) ¿Qué volumen de oxígeno medido en condiciones normales se necesita para que reaccione todo el dióxido de azufre? Datos: masas atómicas: S = 32; O = 16; R = 0,082 atm L K–1 mol–1. Solución La reacción ya ajustada queda:

a) Para calcular la masa de SO3 que puede obtenerse a partir de esa cantidad de dióxido de azufre, expresamos en moles el valor a que equivalen sus 23,5 g:

donde M es la masa molar del SO2 (64 g/mol), luego:

analizando la proporción estequiométrica entre el SO 2 y el SO3 (que es de 2:2, es decir, 1:1), deducimos que el número de moles de SO3 también será de 0,37 mol. Para expresarlo en gramos, si recurrimos a la masa molar del SO 3 (80 g/mol):

luego:

Para calcular el volumen de O 2, de nuevo analizamos la relación estequiométrica entre el SO2 y el O2, que es 2 a 1. Por tanto: b)

y, al ser un gas, podemos aplicar la ecuación de los gases ideales: pV =nRT donde recordamos que las condiciones normales suponen una temper...