sábado, 6 de octubre de 2018
lunes, 30 de marzo de 2015
REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA.
Una reacción química es un proceso
por el cual una o más sustancias, llamados reactivos, se
transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes,
llamadas productos.
En
una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se
rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos
enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.
CARACTERÍSTICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
A. La o las sustancias
nuevas que se forman suelen presentar un aspecto totalmente diferente del que
tenían las sustancias de partida.
B. Durante la reacción
se desprende o se absorbe energía:
§ Reacción exotérmica: se desprende
energía en el curso de la reacción.
§ Reacción endotérmica: se absorbe energía
durante el curso de la reacción.
C. Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las
masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto
es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo
se re-ordenan en una disposición distinta
ECUACIONES QUÍMICAS
Una reacción química se representa mediante una ecuación química.
Para leer o escribir una ecuación química, se deben seguir las siguientes
reglas:
- Las
fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los
productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica el
sentido de la reacción
REACTIVOS --------- PRODUCTOS
A cada lado de la reacción, es decir, a
derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos
de cada elemento.
Cuando una ecuación química cumple esta segunda regla, se dice que
está ajustada o equilibrada. Para equilibrar
reacciones químicas, se ponen delante de las fórmulas unos números
llamados coeficientes, que indican el número relativo de átomos y
moléculas que intervienen en la reacción.
Nota: estos coeficientes situados delante
de las fórmulas, son los únicos números en la ecuación que
se pueden cambiar, mientras que los números que aparecen dentro de las
fórmulas son intocables, pues un cambio en ellos significa
un cambio de sustancia que reacciona y, por tanto, se trataría de una reacción
distinta.
Si se quiere o necesita indicar el estado en que se encuentran las
sustancias que intervienen o si se encuentran en disolución, se puede hacer
añadiendo los siguientes símbolos detrás de la fórmula química correspondiente:
- (s)
= sólido.
- (metal)
= elemento metálico.
- (l)
= líquido.
- (g)
= gas.
- (aq)
= disolución acuosa (en agua).
Aquí tienes un enlace para ver cómo se ajustan
las ecuaciones químicas:
BALANCEO DE ECUACIONES
ESTEQUIOMETRÍA
En química, la estequiometría (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida)
es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el
transcurso de una reacción química.
Jeremías Benjamín Richter.
La estequiometría es
una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por
ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la
determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la
evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles
gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría.
El primero que enunció los principios
de la estequiometría fue Jeremías Benjamín Richter (1762-1807),
en 1792.
Escribió: La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.
Escribió: La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.
Principio científico
En una reacción química se observa una
modificación de las sustancias presentes: los reactivos se
modifican para dar lugar a los productos.
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de
los enlaces entre átomos, por
desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero
los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de
conservación de la materia (masa), que implica las dos leyes
siguientes:
1.- La conservación del número de átomos de cada elemento químico.
2.- la conservación de la carga total
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos
consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de
conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
Ajustar o balancear una reacción
¿Qué
significa ajustar o balancear una reacción?
Veamos.
Una
ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción
química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente antes de comenzar y al
finalizar la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del
número de átomos y de la carga total.
Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un
número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la
proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de
moléculas o de átomos, o de iones o de moles; es decir, la cantidad de materia
que se consume o se transforma).
Por ejemplo:
En la reacción de combustión de metano (CH4),
éste se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para
formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).
La reacción sin ajustar (sólo representando los elementos que
interactúan) será:
Esta reacción no es correcta, porque no cumple la ley de conservación de
la materia. Para el elemento hidrógeno (H), por ejemplo, hay 4 átomos en los
reactivos (CH4) y sólo 2 en los productos (H2O). Se
ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada
compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.
De esta manera, si se pone un 2 delante del H2O y del O2, la ecuación queda:
Y se obtiene así, finalmente, la reacción
ajustada. Dependen directamente de estas leyes de conservación, y están
determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
Coeficientes estequiométricos
Ya que arriba lo mencionamos, agreguemos algo más sobre los
coeficientes estequiométricos.
Es el coeficiente (un número) que le corresponde a cada especie
química (elemento) en una ecuación química dada.
En el ejemplo anterior:
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de
carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio
números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean
números fraccionarios. En esencia lo que indica este coeficiente es el número
de moléculas de cada sustancia.
Este método del tanteo para fijar el coeficiente
estequiométrico sirve bien cuando la reacción es simple. Consiste en fijar arbitrariamente
un coeficiente e ir deduciendo los demás haciendo balances a los átomos
implicados en la especie inicial. Si aparecen fracciones, se multiplican todos
los coeficientes por el mínimo común múltiplo (mcm) de
los denominadores. Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a
1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2 no
llevan ningún coeficiente delante.
En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método
del ion-electrón.
Se recomienda ir balanceando siguiendo el orden: metales, no
metales, hidrógenos, oxígenos.
Mezcla/proporciones/condiciones estequiométricas
Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales
a sus coeficientes estequiométricos se dice:
- La mezcla es estequiométrica.
- Los reactivos están en proporciones estequiométricas.
- La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas.
Las tres expresiones tienen el mismo significado.
En
estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se
consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.
Ejemplo:
·
¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para
reaccionar con 100 gramos de carbono produciendo dióxido
de carbono?
Masa atómica del oxígeno = 15,9994.
Masa atómica del carbono = 12,0107.
La reacción es:
Para
formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y
dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.
1 mol de carbono
|
2 mol
de oxígeno
|
|
12,0107 gramos de carbono
|
2 •
15,994 gramos de oxígeno
|
|
100 gramos de carbono
|
x
gramos de oxígeno
|
despejando x:
realizadas las operaciones:
x =
266,41 gramos de oxígeno
Para entender la estequiometría hay que tener claridad conceptual de los
siguientes términos:
Elementos
-----> Átomos ------>
Símbolos
Compuestos
----->
Moléculas ------>
Fórmulas
Reacciones Químicas (cambios
químicos)
-------> Ecuaciones Químicas
Símbolo es la representación gráfica de un elemento. El símbolo de un
elemento representa no solamente su nombre, sino también un átomo o un número
prefijado (“mol”) de átomos de ese elemento.
Fórmula es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una
sustancia indica su composición química.
Ecuación Química es la representación gráfica de un cambio
químico. Una reacción química siempre supone la transformación de una o más
sustancias en otra u otras; es decir, hay un reagrupamiento de átomos o iones,
y se forman otras sustancias.
Peso Atómico: Se puede definir como la masa en gramos de un
mol de átomos. En términos más específicos, el peso atómico es el peso total de
las masas de los isotopos naturales del elemento.
Unidades químicas
En las reacciones químicas intervienen partículas muy
pequeñas como átomos, iones moléculas; para contar y pesar tales
partículas, el químico cuanta con ciertas unidades que se llaman unidades
químicas, siendo las principales:
- Peso atómico
- Átomo gramo
- Molécula gramo
- Mol
- Peso molecular
- Volumen molar o Volumen molecular gramo
Peso atómico
Es el peso promedio de los átomos de un
elemento en relación con el peso de un átomo de carbono 12, al cual se le ha asignado
el peso de 12 unidades de peso atómico o de masa atómica.
El peso atómico de un elemento es
proporcional al peso real de un átomo, ya que indica cuántas veces es mayor el
peso real de dicho elemento que la doceava parte del peso de un átomo de carbono
12. Por ejemplo: el peso atómico del magnesio es igual a 24.312 uma,
lo que significa que un átomo de magnesio pesa aproximadamente el doble de un
átomo de carbono 12.
El valor de 4.003 uma para el peso
atómico del helio indica que un átomo de helio pesa aproximadamente la tercera
parte de un átomo de carbono 12.
Átomo gramo
Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.
Por ejemplo:
1. Un átomo-gramo de oxígeno pesa 16 gramos.
2. Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos.
3. Un átomo-gramo de carbono pesa 12 gramos.
Molécula gramo
Es el peso molecular de una sustancia
(elemento o compuesto) expresado en gramos. Así, tenemos que:
1. La molécula de pesa 98 gramos
2. La molécula de pesa 44 gramos
3.
La molécula de pesa 32 gramos
Mol
Es una unidad de cantidad de partículas. El
número de partículas que constituyen una mol se conoce con el nombre de número de Avogadro,
y es igual a .
Una mol de átomos es igual al número de
átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol de moléculas es igual al número de
moléculas contenidas en la molécula gramo.
1. Una mol
de contiene moléculas y pesa 18 gramos.
2. Una mol
de contiene moléculas y pesa 44 gramos.
3. Una mol
de contiene moléculas y pesa 32 gramos.
Peso molecular
Es el peso de una molécula de una sustancia
comparado con el peso de un átomo de carbono 12, tomando como 12 unidades de
peso atómico de masa atómica. El peso molecular de una sustancia es igual a la
suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.
Ejemplos:
el peso molecular de es igual a 32 uma, pues el peso
atómico del O es igual a 16 uma y la molécula es di-atómica.
Volumen molar o volumen molecular gramo
Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una
sustancia. El volumen molar de un gas, en condiciones normales de temperatura y
presión (273°K y 1 atm), es igual a 22.4 litros. Ejemplos:
1. 44 gramos de CO2 ocupan, en condiciones
normales de temperatura y presión, un volumen de 22.4 litros.
2. 6.02 x 1023 moléculas de O2 ocupan, en
condiciones normales de temperatura y presión, un volumen de 22.4 litros.
Cálculos Químicos
El
conocimiento de las unidades químicas permite efectuar diversos cálculos, entre
los cuales tienen especial importancia los siguientes:
· Número de moles
en “x” gramos de sustancia
· Número de átomos
o moléculas en “x” gramos de sustancia
· Volumen ocupado
por “n” moles de un gas, en condiciones normales de temperatura y presión.
Número de moles en “x” gramos de sustancia
El peso de una mol es numéricamente igual al
peso atómico
o molecular; por tanto, el número de moles contenidas en
determinada cantidad de sustancia se puede calcular mediante la siguiente
relación:
Número de átomos o moléculas en “x” gramos de sustancia
Una mol contiene
6.02 x 1023 átomos o moléculas; por tanto, el número de estas
partículas contenido en una determinada cantidad de sustancias será igual al
producto del número de moles por el número de Avogadro:
Número de átomos o moléculas = n
x N
COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Uno de los problemas cotidianos con
los que se enfrentan los químicos es determinar la clase y cantidad de
elementos químicos que forman parte de una muestra analizada y en qué cantidad
lo hacen. Los resultados del análisis químico se reportan como porcentajes de
cada elemento presente en la muestra. En este sentido se llama composición
porcentual.
El cálculo de la composición
porcentual a partir de la fórmula molecular es sencillo. Basta calcular la masa
molar y dividir entre ella la masa de cada elemento presente en la fórmula.
Al multiplicar el resultado por cien
se obtiene el porcentaje.
La fórmula es:
Composición porcentual = masa atómica ( número de átomos en la fórmula)
100
___________________________________________
Masa molecular
La suma total de cada uno de los
porcentajes en cuanto a composición porcentual debe resultar 100, con un rango
de variación de +/‐ 0.2 %
Formula mínima o empírica. En química la fórmula mínima o empírica es una expresión o forma por la cual se representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Esta expresión puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.
Para deducir la fórmula de
cualquier sustancia compuesta se debe determinar el análisis
porcentual de dicha sustancia, conociendo ésta información y
siguiendo los pasos que se mencionan a continuación se pueden
determinar las cantidades que están presentes en los
elementos participantes.
Pasos para determinar la fórmula mínima:
1. Para cada elemento,
se divide su porcentaje entre su masa atómica.
Átomos gramo de A= %
de A / masa molar A
Átomos gramo de B= % de B/ masa molar
de B
2. Cada uno de los cocientes obtenidos
se divide entre el menor de ellos.
3. Los valores obtenidos anteriormente se redondean
siguiendo las siguientes reglas:
a) Mayor de .5 se redondea al entero superior.
b) Menor de .5 se redondea al entero inferior.
4. Si algún valor tiene .5 todos los valores se
duplican.
5. Los números obtenidos corresponden a los
subíndices de cada elemento en la fórmula empírica.
Ejemplo: Al
analizar una sustancia se determinó que su composición porcentual es
la siguiente:
Ca = 18.3 %
Cl = 32.4 %
H = 5.5 %
O = 43.8 %
Ca = 18.3 %
Cl = 32.4 %
H = 5.5 %
O = 43.8 %
Determinar
la fórmula mínima o empírica de la sustancia analizada.
Ca = %Ca
= 18.3 = 0.4565 = 1
PACa 40.08 0.4565
PACa 40.08 0.4565
Cl = %
Cl = 32.4 = 0.9138 = 2.0017 =2
PACl = 35.453 = 0.4565
PACl = 35.453 = 0.4565
H =
% H = 5.5 = 5.5 = 12.048 = 12
PAH 1 0.4565
PAH 1 0.4565
O =
% O = 43.8 = 2.7375 = 5.99 = 6
PAO 16 0.4565
PAO 16 0.4565
La
formula es:
Ca + Cl2 + H12O6 = CaCl2 * 6H2O
Cloruro de
calcio hexahidratado.
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