Las ecuaciones químicas Las ecuaciones químicas

Las ecuaciones químicas
• Las reacciones químicas se representan
escribiendo las fórmulas de los reactivos en el
primer miembro de una ecuación y las de los
productos en el segundo. El signo igual se
sustituye por una flecha (), que indica el
sentido en que transcurre la reacción. Si ésta es
incompleta o reversible, es decir, cuando los
productos reaccionan entre sí para producir de
nuevo los reactivos, entonces se ponen dos
flechas en sentido contrario (')
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Las ecuaciones químicas
• La reacción entre magnesio y oxígeno, la
escribiremos así:
2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
• La reacción reversible entre el nitrógeno y el
hidrógeno viene dada por:
N2 (g) + 3 H2 (g) ' 2 NH3 (g)
• En las dos ecuaciones que hemos escrito, el
número de átomos de cada elemento es el
mismo en los dos miembros de cada ecuación.
• Vemos, por ejemplo, que en la del amoníaco
hay 2 átomos de nitrógeno en el primer miembro
y 2 en el segundo; 6 átomos de hidrógeno (3·2)
en el primer miembro y 6 en el segundo (2·3). 2
Las ecuaciones químicas
• Esto debe ser así porque en todo proceso
químico la masa se conserva.
• Una forma de comprobarlo es que el
número de átomos de cada elemento es el
mismo en los dos miembros de la reacción
química. Si es así, decimos que la
ecuación química está ajustada.
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Las ecuaciones químicas
• Veamos la distinta información que puede darnos una
ecuación química.
a) En primer término en la ecuación química están las
fórmulas de los reactivos y de los productos de una
reacción.
Ya la fórmula nos representa:
• La sustancia de que se trata.
• A una molécula si es sustancia molecular.
• A un mol de moléculas (6,023.1023moléculas).
• Al volumen molar si la sustancia es gaseosa (22,4 L en
c.n.).
• A la masa de una molécula.
• A la masa de un mol de moléculas.
• Al número de átomos de cada elemento y la relación en
que se encuentran.
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Las ecuaciones químicas
Por ejemplo, la fórmula NH3:
• es la fórmula del amoníaco.
• representa una molécula de amoníaco y
su masa molecular.
• también un mol de amoníaco y por lo
mismo lo que representa un mol de este
gas.
• indica que contiene átomos de H y N en la
relación de 3:1.
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Las ecuaciones químicas
b) La ecuación química nos informa sobre las
sustancias que reaccionan y sobre las que
resultan en la reacción.
c) También nos indica el número de átomos de
cada elemento que intervienen en la reacción,
lo que nos permite ajustar la ecuación.
d) El número de moléculas de reactivos o de
productos. En el ejemplo anterior reaccionan
1 molécula de N2 con 3 moléculas de 3 H2 y
dan 2 moléculas de amoníaco.
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Las ecuaciones químicas
e) Y, por tanto, también el número de moles de
los reaccionantes y de los productos de la
reacción. Siguiendo con el mismo ejemplo de
la formación de amoníaco, podemos
comprobar que 1 mol de N2 , reacciona con 3
moles de H2, y se obtienen 2 moles de NH3
f) Cuando las sustancias son gaseosas la
ecuación nos informa también en qué relación
volumétrica se produce. Reacciona 1
volumen de N2 con 3 volúmenes de H2 y se
obtienen 2 volúmenes de NH3, ya que los
volúmenes, según la hipótesis de Avogadro,
son proporcionales a los moles.
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Ajuste de las ecuaciones químicas
En un gran número de ecuaciones el
ajuste se puede hacer por «tanteo».
Es importante que se cumplan dos
condiciones:
• - Que las fórmulas se escriban
correctamente. Un fallo en este punto
invalida cualquier operación
posterior.
• - Que el número de átomos de cada
elemento sea el mismo en ambos
miembros.
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Ajuste de las ecuaciones químicas
Ajusta las ecuaciones químicas
siguientes:
• NH3 (g) + O2 (g) NO (g) + H2O (g)
• Fe (s) + O2 (g) Fe2O3 (g)
• Fe2O3 (s) + CO (g) Fe (g) + CO2 (g)
• C2H6 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)
• Fe2S (g) + O2 (g) SO2 (g) + Fe2O3 (s)
• SO2 (g) + O2 (g) SO2 (g)
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Ajuste de las ecuaciones químicas
Lee en términos de moles, moléculas y
volúmenes (si son gases) las
reacciones del ejercicio anterior.
Escribe y ajusta las reacciones
siguientes:
a) Oxígeno + monóxido de carbono dióxido de carbono.
b) Carbonato de calcio óxido de calcio
+ dióxido de carbono.
c) Nitrógeno + oxígeno óxido de
nitrógeno (II).
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Cálculos ponderales y volumétricos
•
Las ecuaciones químicas nos dan una
información muy valiosa para abordar
los cálculos ponderales (relación
entre masas) y volumétricos (relación
entre volúmenes) que tienen lugar en
las reacciones.
Se llama estequiometría la parte de la
química que estudia las relaciones
entre las cantidades de reaccionantes
y productos que intervienen en una
reacción química.
•
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Cálculos ponderales y volumétricos
En la resolución de problemas de estequiometría
seguiremos un método que consta de los pasos
siguientes:
•
Ajuste de la ecuación química.
•
Establecimiento de una relación, basada en la
proporcionalidad directa, entre el número de moles
de la sustancia en cuestión y de la sustancia dato.
Se calcula el número de moles de la sustancia
sobre la que nos piden la masa, el volumen, el
número de moléculas, etc...
•
Conocido el número de moles, se calcula:
–
–
–
La masa, multiplicando por el mol de la sustancia en
cuestión.
El volumen en condiciones normales, multiplicando por el
volumen de 1 mol en esas condiciones (22,4 L/mol)
El número de moléculas, multiplicando por la constante
de AVOGADRO.
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Cálculos ponderales y volumétricos
Ejemplo 1: En un recipiente con agua se echan
1,15 g de sodio. Calcular: a) Los gramos de
hidróxido de sodio que se forman; b) el
volumen de hidrógeno medido en
condiciones normales que podrá obtener.
( Na = 23 u; O = 16 u; H = 1 u)
Ejemplo 2: Han reaccionado 12 g de carbonato
cálcico con ácido clorhídrico. Calcular las
cantidades de agua y cloruro cálcico
obtenidas en la reacción, así como el
volumen de dióxido de carbono obtenido
en condiciones normales.
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