1. Cambios físicos y químicos 2
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Aumentando la temperatura. Si sube la temperatura conseguimos que la velocidad de los reactivos sea mayor. De este modo es más fácil que se rompan los enlaces entre los reactivos cuando chocan entre sí. Aumentando la concentración de los reactivos. Al aumentar la concentración de los reactivos más fácil es que las partículas se encuentren y puedan chocar. Aumentando el grado de división de los reactivos solidos. Al aumentar el grado de división de los reactivos, estos ofrecen mayor superficie de contacto. De esta manera, se incrementa el número de choques y aumenta la velocidad de la reacción. Añadiendo catalizadores. Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de la reacción. 9. Tipos de reacciones químicas Podemos clasificar las reacciones químicas atendiendo a los siguientes criterios: 9.1 Reacciones según la reorganización de los átomos Reacciones de síntesis En este tipo de reacciones las sustancias se combinan para producir otra nueva: C + O2 CO2 Reacciones de descomposición En este caso una sustancia se descompone dando lugar a otras más sencillas: PbO2 Pb + O2 Reacciones de sustitución o desplazamiento En ellas un elemento desplaza a otro en un compuesto y lo sustituye dando lugar a un nuevo compuesto: Zn(s) + CuSO4(aq) Cu (s) + ZnSO4(aq) Reacciones de doble sustitución o desplazamiento En este caso existe un intercambio de elementos en dos o más compuestos de la reacción: NaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) 9.2 Reacciones según el mecanismo de la reacción Reacciones ácido-base Se consideran ácidos aquellas sustancias que al disolverse en agua se disocian en un ión positivo (H+) y otro negativo que depende de la naturaleza del ácido: HNO3(aq) H+(aq) + NO3+(aq) Son bases aquellas sustancias que al disolverse en agua se disocian en un ión negativo (OH-) y otro positivo que depende la naturaleza de la base. Cada una de estas sustancias tiene propiedades características. Los ácidos son capaces de disolver metales desprendiendo hidrógeno mientras que las bases son capaces de disolver las grasas. Para saber si una sustancia tiene un carácter ácido o básico existen unos indicadores de colores. (indicadores de PH):  La escala de PH va del 1 al 14: -Si el PH es menor que siete la sustancia es ácida. -Si el PH es mayor que siete la sustancia es básica. -Si el PH es igual a siete la sustancia es neutra. Cuando un ácido reacciona con una base se produce una reacción de neutralización. Como productos se obtienen la sal del ácido y agua: Ácido + Base Sal + Agua Un ejemplo sería: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) Reacciones de combustión En la combustión reacciona una sustancia (llamada combustible) con el oxígeno. Este tipo de reacciones son exotérmicas y desprenden gran cantidad de energía en forma de luz y calor. Entre los productos de la reacción suelen encontrarse dióxido de carbono y agua. Un ejemplo de reacción de combustión sería la del butano (C4H10). Esta es la reacción que se da cuando encendemos un mechero: 2C4H10(g) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(g) 10. Reacciones irreversibles e reversibles Decimos que una reacción es irreversible si solo se produce en un sentido. Este tipo de reacciones finaliza cuando se agota uno de los reactivos. En este tipo de reacciones el sentido de la reacción se expresa con una flecha en la ecuación química: CH4 + 2O2 CO2+2H2O Por otra parte, existen reacciones reversibles en las que los productos formados se combinan de nuevo para producir los reactivos iniciales. Como este tipo de reacciones se da en dos sentidos se expresan con una doble flecha: H2(g)+ I2(g)  2HI(g)La ecuación química anterior es una forma de representar las dos reacciones químicas que se están produciendo simultáneamente, la directa: H2(g)+ I2(g)  2HI(g)y la inversa: 2HI(g) H2(g)+ I2(g)Equilibrio químico En reacciones reversibles al cabo de cierto tiempo la situación se estabiliza, las velocidades de reacción se igualan y las concentraciones de las sustancias permanecen constantes (H2,I2,HI). En estas condiciones se ha alcanzado el estado de equilibrio químico. En el equilibrio químico la velocidad de reacción directa es igual a la inversa y las concentraciones de las sustancias permanecen constantes. Si alteramos las condiciones en las que se produce la reacción se tiende a alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Podemos alterar las condiciones en las que se produce la reacción modificando: la concentración de los reactivos, la temperatura o la presión. 11. Interpretación cuantitativa de una ecuación química Como hemos visto, una ecuación química ajustada aporta información acerca de las proporciones que intervienen, tanto en los reactivos como en los productos. Una ecuación química ajustada se puede interpretar de diversas formas: 2 moléculas de H2 1 molécula de O2 2 moléculas de H2O Moléculas 2 moles de H2 1 mol de O2 2 moles de H2O Mol 4 g de H2 32 g de O2 36 g de H2O Masa 44’8 L de H2 22’4 L de O2 44’8 L de H2O Volumen en c.n. 2H2 + O2 2H2O Como acabamos de mostrar podemos interpretar las ecuaciones químicas en términos de volumen en condiciones normales (c.n). Volumen de un gas en condiciones normales Se consideran condiciones normales: Temperatura = 0 ºC = 273 K Presión = 1 atm En estas condiciones el volumen de un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22’4 L. Por lo tanto, para hallar el volumen que ocupa un gas en condiciones normales (c.n.) solo tenemos que aplicar un sencillo factor de conversión:  Volumen de un gas  En general los gases se pueden encontrar en condiciones diferentes de presión y temperatura. Experimentalmente se comprueba que existe una ecuación matemática que relaciona la presión, volumen y temperatura de un gas: donde P es la presión medida en atmósferas, V el volumen medido en litros, n el número de moles y T la temperatura en grados kelvin. R es la constante universal de los gases y su valor es:  La ecuación anterior recibe el nombre de ley de los gases ideales. Esta ecuación se cumple para todos los gases cuando se encuentran en condiciones de baja presión y alta temperatura. 12. Cálculos estequiométricos Los cálculos que se refieren a las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química se llaman cálculos estequiométricos. Podemos calcular la masa, los moles, el volumen, etc de cualquier sustancia que interviene en la reacción. Para llevar a cabo los cálculos estequiométricos primero hay que ajustar la reacción y luego establecer las proporciones adecuadas entre las sustancias que intervienen. Para realizar cálculos estequiométricos vamos a seguir siempre el mismo proceso. Cálculos con masas Ejemplo 2 El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido: ¿Cuántos gramos de zinc reaccionan? Datos: M(H)=1u; M(Cl)=35’5u; M(Zn)=65’4u Para resolver el problema vamos a seguir los siguientes pasos: 1. Escribir la ecuación Ácido clorhídrico + Zinc Cloruro de zinc + Hidrógeno gaseoso HCl + Zn ZnCl2 + H2 2. Ajustar la ecuación Utilizamos el método explicado en el punto 4.1. Obtenemos el siguiente resultado: 2HCl + Zn ZnCl2 + H2 3. Dibujar un esquema que nos indique los pasos a seguir para resolver el problema. Primero indicamos en el esquema los datos que nos dan y lo que queremos calcular: 2HCl + Zn ZnCl2 + H2 X g 6 g En el esquema tenemos que indicar los pasos a seguir para pasar de gramos de HCl a gramos de Zn. Es importante señalar que no podemos pasar directamente de gramos de HCl a gramos de Zn directamente. Para pasar de una sustancia a otra, la única manera que tenemos de hacerlo es a través de los moles. 2HCl + Zn ZnCl2 + H2 6 g X g mol mol 1. 2. 3. 4. Realizar los cambios de unidades necesarios para resolver el problema. Tal y como se muestra en el esquema anterior para pasar los 6 gramos de ácido a gramos de cinc tenemos que realizar tres cambios de unidades: 1. Pasamos de gramos de HCl a moles. Para hacerlo tenemos que calcular la masa molecular del ácido clorhídrico y luego aplicar el factor de conversión. M(HCl)=36’5 u Aplicamos el factor de conversión al dato inicial:  2. Pasamos de moles de HCl a moles de cinc Tenemos que tener en cuenta los coeficientes estequiométricos en el factor de conversión.  2. Pasamos de moles de cinc a gramos de cinc  Cálculos con volúmenes en condiciones normales -Cálculo masa-volumen Ejemplo 3 Tenemos la siguiente reacción química ajustada: MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 +2H2O Si tenemos 7’5 g de HCl que volumen de cloro obtendremos en condiciones normales Datos: M(H)=1u; M(Cl)=35’5u Seguimos los pasos descritos en el ejemplo anterior para resolver el problema: MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 +2H2O 1. 2. 3. 7’5 g X L mol mol 1. Pasamos de gramos de HCl a moles  2. Pasamos de moles de HCl a moles de cloro  3. Pasamos de moles de cloro a litros de cloro  -Cálculo volumen-volumen Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán cuando reaccionan 0,5 L de H2. Ambos gases se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura. N2 + 3H2 2NH3 1. 0’5 L X L Siempre que tengamos gases en las mismas condiciones de presión y temperatura podemos pasar de litros de una sustancia a otra sin tener que convertirlos a moles. Esto es debido a que volúmenes iguales de diferentes gases medidos en las mismas condiciones contienen el mismo número de moles. Actuamos igual que cuando pasamos de moles de una sustancia a otra. Asignamos los coeficientes estequiométricos correspondientes a cada sustancia en el factor de conversión.  Cálculos con volúmenes en condiciones no normales Ejemplo 4 La combustión del amoniaco produce monóxido de nitrógeno y agua. Calcula el volumen de oxígeno medido a 700K y 1’1 atm necesario para obtener 200 g de monóxido de nitrógeno. Datos: M(N)=14u; M(O)=16u Escribimos la ecuación: NH3 + O2 NO + H2O Después de ajustar la ecuación con el método de los coeficientes obtenemos: 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 3. 2. 1. X L 200 g mol mol Resolvemos el problema paso a paso: 1. Pasamos de gramos de NO a moles M(NO)=14u+16u=30u  2. Pasamos de moles de NO a moles de oxígeno  3. Pasamos de moles oxígeno a litros En este caso el gas no se encuentra en condiciones normales. Para calcular el volumen tenemos que hacer uso de la ecuación de estado de los gases ideales.  sustituimos los datos:  Cálculos con rendimientos en la reacción  Lo normal es que en la práctica las cantidades obtenidas en el laboratorio sean distintas a las calculadas teóricamente. Este es debido a que la reacción no es totalmente efectiva. Se define el rendimiento de una reacción como:Ejemplo 5 El nitrato de plomo (II) reacciona con el yoduro potásico para dar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II). a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso. b) Cuando se hacen reaccionar 15,0 g de nitrato de plomo (II) se obtienen 18,5 g de yoduro de plomo (II) ¿Cuál es el rendimiento del proceso? Datos: M(N)=14u; M(O)=16u; M(Pb)=207’2u; M(I)=126’9u a) Escribimos la ecuación ajustada: Pb (NO3)2 + 2 KI PbI2 + 2KNO3 b) Después escribiríamos el esquema para calcular los gramos teóricos que se producirían de PbI2 al reaccionar los 15 gramos de Pb(NO3)2. Nos quedarían los siguientes factores de conversión:  Vemos que la cantidad teórica predicha es superior a la obtenida. Podemos calcular el rendimiento aplicándo la fórmula:  Ejemplo 6 10’3 g de zinc reaccionan con ácido sulfúrico para dar sulfato de zinc e hidrógeno: H2SO4+Zn ZnSO4+H2 Calcular la cantidad de sulfato de zinc obtenida si el rendimiento para el proceso es de un 75 %. Datos: M(Zn)=65’4u; M(S)=32u; M(O)=16u En este caso realizaríamos el cálculo normal para calcular la cantidad teórica de sulfato de cinc:  Ahora tenemos que aplicar un factor corrector que tenga en cuenta el rendimiento de la reacción. Aplicamos una regla de tres o calculamos el factor de conversión correspondiente directamente:  Cálculos con reactivos en disolución Lo común es que los reactivos que se utilicen se encuentren en forma de disolución acuosa y que se trabaje directamente con cantidades de disolución y no de soluto. La concentración de una disolución nos indica la relación entre sus dos componentes: el soluto que es la sustancia que se encuentra en menor cantidad y el disolvente que es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad y disuelve al soluto. Existen varias formas de expresar la concentración de una disolución: |
