Reacciones químicas - 4º ESO

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REACCIONES QUÍMICAS

MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES.-­‐ Cada átomo tiene una masa o peso propio y diferente del de cualquier átomo de otra clase.

Las masas de los átomos individuales son sumamente pequeñas en comparación con una unidad corriente de masa como es el gr.

Se consideró, pues, conveniente elegir una unidad lo suficientemente pequeña para que las masas de los átomos resultaran expresadas por números de nuestra escala individual. De este modo, en principio se tomó como patrón el átomo mas ligero: el de Hidrógeno, al que se asignó una masa atómica igual a 1. Así, si un elemento tiene una masa atómica de 40, quiere decir que tiene 40 veces mas masa que el átomo de Hidrógeno.

En un compuesto no puede hablarse de masa atómica, sino de masa molecular, que será la suma de las masas atómicas de los átomos que lo constituyen. Por ejemplo, el agua está formada por dos átomos de Hidrógeno y uno de Oxígeno, su masa molecular será 18, lo cual quiere decir que una molécula de agua tiene 18 veces mas masa que el átomo de Hidrógeno.

Actualmente, por razones técnicas, se toma como unidad 1/12 de la masa de un isótopo de Carbono: el Carbono – 12. Esta unidad se llama u.m.a. (unidad de masa atómica). De esta manera, el Hidrógeno resulta entonces con una masa atómica de 1,00797 u.m.a. que como se ve, es prácticamente igual al primitivo.

Podemos pues definir la masa atómica como la masa de un átomo del elemento, su unidad es la u.m.a., que es la masa de la doceava parte del átomo de Carbono – 12. Equivale a 1,66.10–24 gr y 1 gr = 6,02.1023 u.m.a.

Igualmente, la masa molecular es la masa de una molécula, viene dada también en u.m.a.. Decir que la masa molecular del agua es 18 u.m.a., quiere decir que una molécula de agua es 18 veces mayor que la masa de la doceava parte del átomo de Carbono – 12.

CANTIDAD DE MATERIA: CONCEPTO DE MOL.-­‐ El mol es la unidad fundamental que se utiliza en Química para medir la cantidad de materia de una sustancia.

Así como en la vida ordinaria contamos los huevos por docenas, los calcetines o zapatos por pares, en Química, para contar átomos, moléculas, electrones, iones, etc., se utiliza la mol.

La palabra mol tiene su origen en la palabra latina “moles”, que significa pila, mole, y una mole en español sabemos que significa algo muy grande.

Así como una docena son 12 entidades, un trío son tres entidades, etc., un mol son 6,022.1023 entidades.

Este número de entidades en Química se le representa por NA y se le conoce con el nombre de número de Avogadro. Es decir, que una mol de electrones es el número de Avogadro de electrones, una mol de átomos es el número de Avogadro de átomos, una mol de moléculas es el número de Avogadro de moléculas.

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 Podemos  definir  la  mol  de  cualquier  sustancia  como  el  nĂşmero  de  Avogadro  de  partĂ­culas  de  esa  sustancia  o  bien,  en  general,  como  el  nĂşmero  de  Avogadro  de  entidades  quĂ­micas  que  se  consideren.   El  nĂşmero  de  moles  de  una  sustancia  es:  đ?‘”đ?‘&#x;  đ?‘‘đ?‘’  đ?‘™đ?‘Ž  đ?‘ đ?‘˘đ?‘ đ?‘Ąđ?‘Žđ?‘›đ?‘?đ?‘–đ?‘Ž đ?‘›=  đ?‘ƒđ?‘š Â

La  masa  molecular  del  OxĂ­geno  es  32  u.m.a.  Si  tomamos  una  mol  de  molĂŠculas  de  OxĂ­geno,  tendremos:  Â

32

đ?‘˘. đ?‘š. đ?‘Ž. đ?‘šđ?‘œđ?‘™ĂŠđ?‘?đ?‘˘đ?‘™đ?‘Žđ?‘  đ?‘‘đ?‘’  đ?‘‚đ?‘ĽĂ­đ?‘”đ?‘’đ?‘›đ?‘œ ! đ?‘”đ?‘&#x; đ?‘”đ?‘&#x; ¡ 6! 022 ¡ 10!" ¡ 1 66 ¡ 10!!" = 32  đ?‘šđ?‘œđ?‘™ĂŠđ?‘?đ?‘˘đ?‘™đ?‘Ž  đ?‘‘đ?‘’  đ?‘‚đ?‘ĽĂ­đ?‘”đ?‘’đ?‘›đ?‘œ đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘˘. đ?‘š. đ?‘Ž. đ?‘šđ?‘œđ?‘™

Â

La  masa  atĂłmica  de  la  Plata  es  108  u.m.a.  Si  tomamos  una  mol  de  åtomos  de  Plata,  tendremos:  Â

108 Â

đ?‘˘. đ?‘š. đ?‘Ž. đ?‘šđ?‘œđ?‘™ĂŠđ?‘?đ?‘˘đ?‘™đ?‘Žđ?‘  đ?‘‘đ?‘’  đ?‘ƒđ?‘™đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘Ž đ?‘”đ?‘&#x; đ?‘”đ?‘&#x; ¡ 6! 022 ¡ 10!" ¡ 1! 66 ¡ 10!!" = 108  đ?‘šđ?‘œđ?‘™ĂŠđ?‘?đ?‘˘đ?‘™đ?‘Ž  đ?‘‘đ?‘’  đ?‘ƒđ?‘™đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™  đ?‘‘đ?‘’  åđ?‘Ąđ?‘œđ?‘šđ?‘œđ?‘  đ?‘‘đ?‘’  đ?‘ƒđ?‘™đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘Ž đ?‘˘. đ?‘š. đ?‘Ž. đ?‘šđ?‘œđ?‘™

Como  vemos,  la  masa  en  gr  de  un  mol  de  molĂŠculas  de  cualquier  sustancia  quĂ­mica  coincide  con  su  masa  molecular  y  la  masa  en  gr  de  un  mol  de  åtomos  de  cualquier  elemento  coincide  con  su  masa  atĂłmica.  Â

REACCIĂ“NES  QUĂ?MICAS.-­â€?   Una  reacciĂłn  quĂ­mica  es  un  fenĂłmeno  quĂ­mico  en  el  que  una  o  mas  sustancias  se  transforman  en  otras  distintas.  Una  ecuaciĂłn  quĂ­mica  es  la  representaciĂłn  escrita  de  una  reacciĂłn  quĂ­mica,  consta  de  dos  miembros  separados  por  una  flecha  que  indica  el  sentido  de  la  reacciĂłn.  En  el  primer  miembro  estĂĄn  las  sustancias  que  se  van  a  transformar,  los  REACTIVOS,  y  en  el  segundo  miembro  estĂĄn  las  sustancias  transformadas,  los  PRODUCTOS.  Tanto  unos  como  otros  se  expresan  mediante  fĂłrmulas  quĂ­micas.  Â

CLASES  DE  REACCIONES  QUĂ?MICAS.-­â€?   Â

A)  REACCIONES  DE  SĂ?NTESIS.-­â€?  Son  las  reacciones  en  las  cuales  se  obtiene  un  compuesto  a  partir  de  los  elementos  quĂ­micos  que  lo  constituyen,  o  bien  a  partir  de  dos  a  mĂĄs  compuestos  mas  sencillos.  2H2  +  O2  -­â€?-­â€?-­â€?>  2H2O  sĂ­ntesis  del  agua  C  +  O2  ––––>  CO2   CaO  +  H2O  ––––>  Ca(OH)2   CaO  +  CO2  ––––>  CaCO3   Â

B)  REACCIONES  DE  DESCOMPOSICIÓN.-­�  Son  las  reacciones  en  las  cuales  se  descompone  un  compuesto  en  los  elementos  químicos  que  lo  constituyen  o  bien  en  compuestos  mas  sencillos.  2H2O  –––––>  2H2  +  O2    CaCO3  ––––>  CaO  +  CO2    Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | fuencisla@maristascompostela.org

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C)  REACCIONES  DE  COMBUSTIĂ“N.-­â€?  Son  las  reacciones  de  una  sustancia,  llamada  combustible,  con  el  OxĂ­geno  en  las  que  se  forma  (si  se  trata  de  un  compuesto  orgĂĄnico)  diĂłxido  de  carbono  y  agua  y  se  desprende  energĂ­a  en  forma  de  luz  y  calor.  CH4  (metano)  +  2O2  –––––>  CO2  +  2H2O  C2H5OH  (etanol)  +  O2  –––––>  2CO2  +  3H2O   2C4H10  (butano)  +  O2  –––––>  4CO2  +  5H2O  Â

INFORMACIĂ“N  OBTENIDA  DE  UNA  FĂ“RMULA  QUĂ?MICA.-­â€?  Tomemos  la  fĂłrmula  del  åcido  sulfĂşrico:  H2SO4  Una  molĂŠcula  de  åcido  sulfĂşrico  posee  una  masa  molecular  de  98  u.m.a.,  contiene  1  åtomo  de  azufre,  4  åtomos  de  oxĂ­geno  y  2  åtomos  de  hidrĂłgeno.  Un  mol  de  åcido  sulfĂşrico  posee  una  masa  molecular  de  98  gr/mol,  contiene  1  mol  de  åtomos  de  azufre,  4  moles  de  åtomos  de  oxĂ­geno,  2  moles  de  åtomos  de  hidrĂłgeno.  Â

HIPĂ“TESIS  DE  AVOGADRO.-­â€?   Para  Avogadro  los  elementos  gaseosos  estĂĄn  constituidos  por  molĂŠculas  integradas  a  su  vez  por  varios  åtomos,  normalmente  dos  como  en  el  cloro,  hidrĂłgeno,  oxĂ­geno,  nitrĂłgeno‌.  EstableciĂł  la  hipĂłtesis  que  lleva  su  nombre:   VOLĂšMENES  IGUALES  DE  GASES  DIFERENTES  EN  LAS  MISMAS  CONDICIONES  DE  PRESIĂ“N  Y  TEMPERATURA  CONTIENEN  EL  MISMO  NĂšMERO  DE  MOLÉCULAS.  O  lo  que  es  lo  mismo:   Â

DETERMINADO  NĂšMERO  DE  MOLÉCULAS  DE  GASES  DIFERENTES  OCUPAN  EL  MISMO  VOLUMEN  SI  LAS  CONDICIONES  DE  PRESIĂ“N  Y  TEMPERATURA  SON  LAS  MISMAS.  Â

ECUACIĂ“N  DE  ESTADO  DE  LOS  GASES  IDEALES.-­â€?  SegĂşn  se  vio,  la  ecuaciĂłn  que  incluye  las  leyes  de  Boyle–Mariotte  y  Gay–Lussac:  Â

đ?‘ƒđ?‘‰ = đ?‘?đ?‘Ąđ?‘’ = đ?‘…  (đ?‘?đ?‘œđ?‘›đ?‘ đ?‘Ąđ?‘Žđ?‘›đ?‘Ąđ?‘’  đ?‘‘đ?‘’  đ?‘™đ?‘œđ?‘  đ?‘”đ?‘Žđ?‘ đ?‘’đ?‘ )  đ?‘‡

Â

Se  ha  comprobado  que  el  volumen  ocupado  en  condiciones  normales  por  la  masa  de  un  mol  de  cualquier  gas  es  de  22,4  litros  (volumen  molar),  con  lo  que:  Â

đ?‘…= Â

1  đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘š ¡ 22! 4  đ?‘™đ?‘–đ?‘Ąđ?‘&#x;đ?‘œđ?‘ /đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘š ¡ đ?‘™ = 0! 082   273  đ??ž đ??ž ¡ đ?‘šđ?‘œđ?‘™

Con  lo  cual  la  ecuaciĂłn  general  de  los  gases  para  1  mol  es  PV  =  RT  y  para  n  moles:  PV  =  nRT  Ejemplo:  Halla  el  peso  de  monĂłxido  de  carbono  que  contiene  un  recipiente  de  10  l  de  capacidad  si  la  temperatura  se  mantiene  a  27  oC  y  la  presiĂłn  de  4  atm.  C  =  12;  O  =  16.  Â

đ?‘ƒđ?‘‰ =

đ?‘”đ?‘&#x; đ?‘ƒ  đ?‘‰  đ?‘ƒđ?‘š 4  đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘š ¡ 10  đ?‘™ ¡ 28  đ?‘”đ?‘&#x;/đ?‘šđ?‘œđ?‘™ ¡ đ?‘…đ?‘‡   â&#x;š    đ?‘”đ?‘&#x; = = = 45′5  đ?‘”đ?‘&#x;  !"#¡! đ?‘ƒđ?‘š đ?‘…  đ?‘‡ 0! 082  !¡!"# ¡ 300  đ??ž Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | fuencisla@maristascompostela.org

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LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA.-­‐ Las reacciones químicas se representan escribiendo las fórmulas de los reactivos en el primer miembro de una ecuación y la de los productos en el segundo miembro. El signo de igualdad se sustituye por una flecha que indica el sentido en que transcurre la reacción. Para que la reacción esté correctamente escrita, en ambos miembros den existir el mismo número de átomos de cada elemento.

Esto es así por la ley de conservación de la masa de Lavoisier: EN UNA REACCIÓN QUÍMICA NO HAY UN CAMBIO APRECIABLE DE MASA.

La ecuación química nos informa: a. Sobre las sustancias que reaccionan y sobre las que resultan en la reacción. b. Sobre el número de átomos de cada elemento que intervienen en la reacción. c. Sobre el número de moléculas de los reactivos y productos de la reacción. d. Sobre el número de moles de reactivos y productos de la reacción. e. Cuando las sustancias son gaseosas nos informa en qué relación volumétrica se produce.

Por ejemplo: en la reacción N2 + 3H2 –––––> 2NH3 se nos indica: 1 molécula de nitrógeno reacciona con 3 moléculas de hidrógeno para obtener 2 moléculas de amoniaco.

1 mol de nitrógeno reacciona con 3 moles de hidrógeno para obtener 2 moles de amoniaco.

1 volumen de nitrógeno reacciona con 3 volúmenes de hidrógeno para obtener 2 volúmenes de amoniaco.

En la reacción 4Fe + 3O2 –––––>2Fe2O3 4 átomos de hierro reaccionan con 3 moléculas de oxígeno dando 2 moléculas de óxido férrico.

4 moles de hierro reaccionan con 3 moles de oxígeno dando 2 moles de óxido férrico.

EJEMPLOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.-­‐ 1. ¿Cuántos gramos de monóxido de carbono se producen cuando se oxidan 3.42 gr de propano, C3H8, a monóxido de carbono y agua?. C = 12; O = 16; H = 1

2C3H8 + 7O2 ––––––> 6CO + 8H2O

2.44 gr de propano ––––––– 6.28 gr de CO 3,42 gr de propano ––––––– x === > x = 6,53 gr de CO

2. En un recipiente con agua se echan 1,15 gr de sodio. Halla: a. Los gramos de hidróxido de sodio formados. b. Volumen de hidrógeno medido a 17 oC y 0,84 atm de presión que se podrán obtener. Na = 23

2Na + 2H2O –––––––> 2NaOH + H2

a. 2.23 gr de Na ––––––––> 2.40 gr de NaOH 1,15 gr de Na ––––––––> x ===== > x = 2 gr de NaOH Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | fuencisla@maristascompostela.org

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Â

b. 2.23  gr  de  Na  –––––––22,4  l  de  H2  Â

1,15  gr  de  Na  –––––––  x  =====  >  x  =  0,56  l  de  H2  en  c.n.  En  las  condiciones  del  problema  aplicamos  la  ley  de  los  gases:  Â

đ?‘ƒ!  đ?‘‰! đ?‘ƒ!  đ?‘‰! đ?‘ƒ!  đ?‘‰!  đ?‘‡! 1  đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘š ¡ 0! 56đ?‘™ ¡ 290  đ??ž =   â&#x;š   đ?‘‰! = = = 0! 71  đ?‘™  đ?‘‘đ?‘’  đ??ť!  đ?‘‡! đ?‘‡! đ?‘ƒ!  đ?‘‡!

0! 84  đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘š ¡ 273  đ??ž

Â

TambiĂŠn  se  puede  hacer:      2  moles  de  Na  –––––––  1  mol  de  H2  0,05  moles  de  Na  –––––  x  ====  >  x  =  0,025  moles  de  H2   O  bien:  1  mol  –––––  22,4  l                    X  –––––––  0,56  l  ====  >  x  =  0,025  moles  de  H2    Â

đ?‘ƒđ?‘‰ = đ?‘›đ?‘…đ?‘‡   â&#x;š   đ?‘‰ =

!"#¡! ¡ 290  đ??ž đ?‘›  đ?‘…  đ?‘‡ 0! 025  đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ ¡ 0! 082  !¡!"# = = 0! 71  đ?‘™  đ?‘‘đ?‘’  đ??ť!  ! đ?‘ƒ 0 84  đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘š

 3. El  hierro  reacciona  con  el  sulfato  cĂşprico  para  liberar  cobre  y  proporcionar  sulfato  ferroso.  Si  reaccionan  8  gr  de  sulfato  cĂşprico,  halla:  a. La  cantidad  de  hierro  que  reacciona  y  la  cantidad  de  cobre  que  se  produce.  b. El  nĂşmero  de  åtomos  de  hierro  que  reaccionan  y  de  cobre  que  se  obtienen.  c. La  cantidad  de  sulfato  ferroso  que  se  origina.  Fe=56;  Cu=63,5;  O=16;  S=32  Â

Fe  +  CuSO4  –––––––>  Cu  +  FeSO4   a. 159,5  gr  de  CuSO4  ––––––––  56  gr  de  Fe  8  gr  de  CuSO4  ––––––––      X  ======  >  x  =  2,81  gr  de  Fe  159,5  gr  de  CuSO4  –––––––––  63,5  gr  de  Cu  8  gr  de  CuSO4  ––––––––––  x  ====  >  x  =  3,18  gr  de  Cu Â

 b. 56  gr  de  Fe  (1  mol)  –––––––––  6,02.1023  åtomos  de  Fe  2,81  gr  de  Fe  ––––––––––––––  x  ====  >  x  =  3,02.1022  åtomos  de  Fe  63,5  gr  de  Cu  (1  mol)  ––––––––  6,02.1023  åtomos  de  Cu  3,18  gr  de  Cu  ––––––––––––––  x  ====  >  x  =  3,01.1022  åtomos  de  Cu Â

 c. 159,5  gr  de  CuSO4  ––––––––  152  gr  de  FeSO4  8  gr  de  CuSO4  ––––––––––  x  =====  >  x  =  7,62  gr  de  FeSO4     Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | fuencisla@maristascompostela.org

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NÚMERO DE OXIDACIÓN.-­‐ Número de oxidación de un elemento en un compuesto es la carga que tendría un átomo de ese elemento si el compuesto del que forma parte estuviese constituido por iones, o bien, la carga asignada a un átomo de un elemento cuando está combinado.

Una serie de reglas permiten identificar el número de oxidación de los elementos:

El número de oxidación de los elementos libres es cero.

El del oxígeno combinado es – 2, salvo en los peróxidos que es – 1.

El del hidrógeno combinado es: • – 1 en los hidruros.

• + 1 en todos los demás compuestos.

• El de los metales combinados coincide con su valencia • Para los no metales combinados: “Todo compuesto debe ser eléctricamente neutro, por tanto, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que forman una molécula es cero, y si se trata de un ión complejo, es igual a la carga del ión”.

Ejemplos: • • •

Halla el número de oxidación del cloro en el clorato potásico KClO3.

Cl + 1 (potasio) – 6 (tres oxígenos) = 0, Cl = 5

Halla el número de oxidación del cromo en el anión dicromato Cr2O72– 2 Cr – 14 (siete oxígenos) = – 2; Cr = 6.

ÓXIDO-­‐REDUCCIÓN.-­‐ Etimológicamente, oxidación significa ganar oxígeno. Según esto, una reacción de oxidación sería un proceso en el que un elemento o un compuesto gane oxígeno.

Al proceso inverso, de pérdida de oxígeno, se le llama reducción.

Observa las siguientes reacciones:

C + O2 –––––> CO2 Cu + 1/2 O2 –––––> CuO

Todos los procesos de izquierda a derecha ganan oxígeno; son oxidaciones. Los de derecha a izquierda lo pierden; son reducciones.

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CONCEPTO ELECTRÓNICO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.-­‐ El oxígeno en las dos reacciones anteriores, y casi siempre que se combina, lo hace pasando a número de oxidación – 2, ganando dos electrones. pero si el oxígeno gana dos electrones, es preciso que otro elemento o compuesto los pierda.

Basándose en la transferencia de electrones, se generaliza el concepto de oxidación y reducción y se definen: • OXIDACIÓN es toda reacción en la que un elemento o compuesto pierde electrones.

• REDUCCIÓN es toda reacción en la que un elemento o compuesto gana electrones.

En la reacción Cu + 1/2 O2 ––––> CuO, el oxígeno gana 2 electrones (que pierde el cobre): O0 + 2e– –––––> O2– queda reducido.

El cobre pierde dos electrones (que gana el oxígeno): Cu0 – 2e– ––––––> Cu2+ queda oxidado.

La oxidación y la reducción tienen lugar siempre de forma simultánea: si un elemento o compuesto gana electrones, otro los cede. Así se puede definir:

OXIDANTE.-­‐ Elemento o compuesto que: • Produce la oxidación de otro.

• Gana electrones; y, por tanto, • Queda reducido al final de la reacción.

REDUCTOR.-­‐ Elemento o compuesto que: • Produce la reducción de otro.

• Pierde electrones; y, por tanto.

• Queda oxidado al final de la reacción.

Ejemplo: En la reacción CuSO4 + Zn ––––> ZnSO4 + Cu Cambian su estado de oxidación el Cu y el Zn: Cu2+ –––––> Cu0 Zn0 ––––––> Zn2+, pero, ¿cuál es el oxidante y cuál el reductor?. Observa el proceso: Cu2+ + 2e– –––––––> Cu0 Zn0 – 2e– –––––––>Zn2+

De aquí podemos sacar las siguientes conclusiones: • El número de electrones ganados por un elemento, el Cu, es igual al de electrones perdidos por otro, el Zn. • El Cu gana electrones; es, por tanto, el oxidante.

• El Zn pierde electrones; es el reductor.

• El Cu ha pasado de un estado de oxidación + 2 a 0; se ha reducido. El Zn ha pasado de un estado de oxidación 0 a +2; se ha oxidado.

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