REACCIONES QUÍMICAS CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA. “Es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos”. Ejemplo de reacción química. Reactivos Productos En la reacción: H2 + I2 —→ 2 HI se rompen 1 enlace H—H y 1 enlace I —I y se forman 2 enlaces H—I AJUSTE DE UNA REACCIÓN QUÍMICA. El número de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los productos. Se llama ajuste a la averiguación del número de moles de reactivos y productos. ¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas de reactivos o productos. Métodos de ajuste: • • Tanteo (en reacciones sencillas). Algebraicamente (en reacciones más complejas) resolviendo un sistema de ecuaciones. Ejemplo: Ajustar la siguiente reacción: HBr +Fe → FeBr3 + H2 Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y productos. a HBr + b Fe → c FeBr3 + d H2 H) a = 2d Br) a = 3c Fe) b = c Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3 Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos los siguientes coeficientes: a = 6, b = 2, c = 2 y d = 3. Por tanto la ecuación ajustada será: 6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2 Ejercicio A: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteo: a) C3H8 + O2 → CO2 + H2O; b) Na2CO3 + HCl → Na Cl + CO2 + H2O; c) PBr3 + H2O → HBr + H3PO3; d) CaO + C → CaC2 + CO; e) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + HCl. Ejercicio B: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico: a) KClO3 → KCl + O2 ; b) HCl + Al → AlCl3 + H2 Ejercicio C: Ajusta las siguiente ecuación químicas por el método algebraico: HNO 3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS • • • • Síntesis Descomposición - Simple - Mediante reactivo Sustitución Doble sustitución Síntesis: A + B → C Ejemplo: 2 H2 + O2 → 2 H2O Descomposición Simple: A → B + C Ejemplo: CaCO3 → CaO + CO2 Descomposición mediante reactivo: AB + C → AC + BC Ejemplo: 2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2 Sustitución (desplazamiento): Ejemplo: AB + C → AC + B PbO + C → CO + Pb Doble sustitución (doble desplazamiento): Ejemplo: AB + CD → AC + BD HCl + NaOH → NaCl + H2O ESTEQUIOMETRÍA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA. Es la proporción en moles en la que se combinan los distintos reactivos y en la que se forman los distintos productos de la reacción. Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la reacción) se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de gases o disoluciones. Tipos de cálculos estequiométricos. • • • • • • • Con moles. Con masas. Con volúmenes (gases) En condiciones normales. En condiciones no normales. Con reactivo limitante. Con reactivos en disolución (volúmenes). Cálculos con masas. Ejemplo: En la reacción ajustada anteriormente: 6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3H2 ¿qué cantidad de HBr reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades de FeBr3 e H2 se formarán? 6 HBr + 2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2 6 moles 2 moles 2 moles 3 moles 485,4 g 111,6 g 591,0 g 6 g = = = x 10 g y z Resolviendo las proporciones tendremos : x = 43,5 g de H Br ; y = 52,9 g de FeBr3 ; z = 0,54 g de H2. Cálculos con volúmenes (gases). Ejemplo: Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá al quemar 1 kg de butano (C 4H10) a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC. a) La reacción de combustión del butano es: C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O 1 mol 4 moles 58 g 1000 g = 4 mol × 22,4 l × mol -1 x ⇒ x = 1545 litros de CO2 b) Cuando las condiciones no son las normales es mejor hacer el cálculo en moles y después utilizar la fórmula de los gases: C4H10 + 58 g 1000 g V= 13 O2 → 4 CO2 + 5 H2O 2 = 4 mol × 22,4 l y ⇒ y = 69 mol de CO2 n × R × T 69 mol × 0,082 atm × l × mol − 1 × K − 1 = = 365,5 litros de CO2 p 5 atm Reacciones con reactivo limitante. Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos. En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y no reaccionará todo él. El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante, limitante ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más. Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la reacción se desprende también hidrógeno. 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 46 g 36 g 80 g = = 10 g mH2O mNaOH ⇒ mH2O = 10 g × 36g = 7,8 g 46g lo que significa que el sodio es el reactivo limitante y que el agua está en exceso (no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g) mNaOH = 80 g × 10 g = 17, 4 g 46 g Cálculos con disoluciones. Ejemplo: Añadimos 150 ml de disolución 2 M de hidróxido de sodio a otra disolución de sulfato de magnesio. Averigua la masa de hidróxido de magnesio que se formará si el sulfato de magnesio está en exceso. 2 NaOH + MgSO4 → Mg(OH)2 + Na2SO4 2 mol 0,15 l × 2 mol × l − 1 = 58,3 g mMg (OH )2 ⇒ mMg (OH )2 = 8,7 g EL RENDIMIENTO EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto dela esperada a partir de los cálculos estequiométricos. Esto se debe a: • • • Perdida de material al manipularlo. Condiciones inadecuadas de la reacción. Reacciones paralelas que formas otros productos. Se llama rendimiento a: Rendimiento = mproducto (obtenida ) mproducto (teórica ) De donde se obtiene que: mproducto (obtenida ) = × 100 Rendimiento × mproducto (teórica) 100 Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad suficiente para que precipite todo el cloruro de plata. Determina la masa de este producto que obtendremos si el rendimiento de la reacción es del 85 %. n(NaCl) = V × Molaridad = 0,01 l × 1 mol × l − 1 = 0,01mol NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 1 mol 0,01mol = 143,5 g mAgCl mAgCl (obtenida ) = ⇒ mAgCl (teórica ) = 1,43 g Rendimiento × mAgCl (teórica ) 100 = 85 × 1,43 g = 1,22 g 100 RIQUEZA. La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro. Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra o producto comercial. Riqueza = msustancia pura mmuestra De donde se obtiene que: msustancia pura = mmuestra × × 100 Riqueza 100 Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos mNaOH puro = mNaOH comercial × Riqueza 96 = 200 g × = 192 g 100 100 Ejemplo: Tratamos una muestra de cinc con ácido clorhídrico del 70 % de riqueza. Si se precisan 150 g de ácido para que reaccione todo el cinc, calcula el volumen de hidrógeno desprendido en C.N. mHCl puro = mHCl ( ac ) × Riqueza 70 = 150 g × = 105 g 100 100 Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑ 73 g 105 g = 22,4 l VH2 ⇒ VH2 = 105 g × 22,4 l = 32,2 litros 73 g ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. En todas las reacciones químicas se produce un intercambio energético con el medio (normalmente en forma de calor) debido a que la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es distinta a la almacenada en los enlaces de los productos de la reacción. ∆EREACCIÓN = EPRODUCTOS – EREACTIVOS Energía de las reacciones químicas (continuación). Si en la reacción se desprende calor ésta se denomina “exotérmica” y si se consume calor se denomina “endotérmica”. Si ∆EREACCIÓN > 0, EPRODUCTOS > EREACTIVOS, se absorbe calor ⇒ endotérmica Si ∆EREACCIÓN < 0, EPRODUCTOS < EREACTIVOS, se desprende calor ⇒ exotérmica Ejemplos de reacciones termoquímicas Reacción endotérmica: 2 HgO (s) +181,6 kJ → 2 Hg (l) + O2 (g) Se puede escribir: 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2(g); ∆ER = 181,6 kJ Reacción exotérmica: C (s) + O2 (g) → CO2 (g) +393,5 kJ Se puede escribir: C (s) + O2 (g) → CO2 (g); ∆ER = –393,5 kJ TEORÍA DE LAS COLISIONES (CINÉTICA DE LA REACCIÓN) Para que se produzca una reacción química es necesario: 1º) que los átomos o moléculas posean la energía cinética suficiente para que al chocar puedan romperse los enlaces de los reactivos (energía de activación). 2º) que el choque posea la orientación adecuada para que puedan formarse los enlaces nuevos. Energía Energía de activación productos reactivos reactivos productos Energía de reacción Perfil de una reacción Catalizadores Son sustancias que, incluso en cantidades muy pequeñas influyen la velocidad de una reacción, pues aunque no intervengan en la reacción global, si intervienen en su mecanismo con lo que consiguen variar la energía de activación (normalmente disminuirla para que la reacción se acelere). Procesos reversibles e irreversibles Un proceso irreversible es el que tiene lugar en un sólo sentido. Por ejemplo, una combustión; la energía desprendida se utiliza en calentar el ambiente y se hace inaprovechable para regenerar los reactivos. Un proceso es reversible cuando tiene lugar en ambos sentidos, es decir, los productos una vez formados reaccionan entre sí y vuelven a generar los reactivos. Ejemplo reversible de proceso Energía La reacción de formación del ioduro de hidrógeno es reversible: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) El símbolo se utiliza en las reacciones reversibles para indicar que la reacción se produce en ambos sentidos. sin cataliza con reactivos dor Energías de activación d liza a t ca or Q Perfil de una reacción (sin y con catalizador) productos