Reacciones químicas - 4º ESO

Colegio Ntra. Sra. de la Fuencisla · Segovia

Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | [email protected]

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.



Podemos definir la mol de cualquier sustancia como el número de Avogadro de partículas de esa sustancia o bien, en general, como el número de Avogadro de entidades químicas que se consideren. El número de moles de una sustancia es:

𝑛 =𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎

𝑃𝑚

La masa molecular del Oxígeno es 32 u.m.a. Si tomamos una mol de moléculas de Oxígeno, tendremos:

32𝑢.𝑚.𝑎.

𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎 𝑑𝑒 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜 · 6!022 · 10!"

𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜𝑚𝑜𝑙 · 1!66 · 10!!"

𝑔𝑟𝑢.𝑚.𝑎. = 32

𝑔𝑟𝑚𝑜𝑙

La masa atómica de la Plata es 108 u.m.a. Si tomamos una mol de átomos de Plata, tendremos:

108𝑢.𝑚.𝑎.

𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎 𝑑𝑒 𝑃𝑙𝑎𝑡𝑎 · 6!022 · 10!"

𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑃𝑙𝑎𝑡𝑎𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑃𝑙𝑎𝑡𝑎 · 1

!66 · 10!!"𝑔𝑟

𝑢.𝑚.𝑎. = 108𝑔𝑟𝑚𝑜𝑙

Como vemos, la masa en gr de un mol de moléculas de cualquier sustancia química coincide con su masa molecular y la masa en gr de un mol de átomos de cualquier elemento coincide con su masa atómica. REACCIÓNES QUÍMICAS.-‐ Una reacción química es un fenómeno químico en el que una o mas sustancias se transforman en otras distintas. Una ecuación química es la representación escrita de una reacción química, consta de dos miembros separados por una flecha que indica el sentido de la reacción. En el primer miembro están las sustancias que se van a transformar, los REACTIVOS, y en el segundo miembro están las sustancias transformadas, los PRODUCTOS. Tanto unos como otros se expresan mediante fórmulas químicas. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS.-‐

A) REACCIONES DE SÍNTESIS.-‐ Son las reacciones en las cuales se obtiene un compuesto a partir de los elementos químicos que lo constituyen, o bien a partir de dos a más compuestos mas sencillos.

2H2 + O2 -‐-‐-‐> 2H2O síntesis del agua C + O2 ––––> CO2 CaO + H2O ––––> Ca(OH)2 CaO + CO2 ––––> CaCO3

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



C) REACCIONES DE COMBUSTIÓN.-‐ Son las reacciones de una sustancia, llamada combustible, con el Oxígeno en las que se forma (si se trata de un compuesto orgánico) dióxido de carbono y agua y se desprende energía en forma de luz y calor.

CH4 (metano) + 2O2 –––––> CO2 + 2H2O C2H5OH (etanol) + O2 –––––> 2CO2 + 3H2O 2C4H10 (butano) + O2 –––––> 4CO2 + 5H2O

INFORMACIÓN OBTENIDA DE UNA FÓRMULA QUÍMICA.-‐ Tomemos la fórmula del ácido sulfúrico: H2SO4 Una molécula de ácido sulfúrico posee una masa molecular de 98 u.m.a., contiene 1 átomo de azufre, 4 átomos de oxígeno y 2 átomos de hidrógeno. Un mol de ácido sulfúrico posee una masa molecular de 98 gr/mol, contiene 1 mol de átomos de azufre, 4 moles de átomos de oxígeno, 2 moles de átomos de hidrógeno.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO.-‐ Para Avogadro los elementos gaseosos están constituidos por moléculas integradas a su vez por varios átomos, normalmente dos como en el cloro, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno…. Estableció la hipótesis que lleva su nombre: VOLÚMENES IGUALES DE GASES DIFERENTES EN LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA

CONTIENEN EL MISMO NÚMERO DE MOLÉCULAS. O lo que es lo mismo:

DETERMINADO NÚMERO DE MOLÉCULAS DE GASES DIFERENTES OCUPAN EL MISMO VOLUMEN SI LAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA SON LAS MISMAS.

ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.-‐ Según se vio, la ecuación que incluye las leyes de Boyle–Mariotte y Gay–Lussac:

𝑃𝑉𝑇 = 𝑐𝑡𝑒 = 𝑅 (𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠)

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:

𝑅 =1 𝑎𝑡𝑚 · 22!4 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠/𝑚𝑜𝑙

273 𝐾 = 0!082 𝑎𝑡𝑚 · 𝑙𝐾 ·𝑚𝑜𝑙

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

𝑃𝑉 =𝑔𝑟𝑃𝑚 · 𝑅𝑇 ⟹ 𝑔𝑟 =

𝑃 𝑉 𝑃𝑚𝑅 𝑇 =

4 𝑎𝑡𝑚 · 10 𝑙 · 28 𝑔𝑟/𝑚𝑜𝑙0!082 !"#·!!·!"# · 300 𝐾

= 45′5 𝑔𝑟



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



b. 2.23 gr de Na –––––––22,4 l de H2

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:

𝑃! 𝑉!𝑇!

=𝑃! 𝑉!𝑇!

⟹ 𝑉! =𝑃! 𝑉! 𝑇!𝑃! 𝑇!

=1 𝑎𝑡𝑚 · 0!56𝑙 · 290 𝐾0!84 𝑎𝑡𝑚 · 273 𝐾 = 0!71 𝑙 𝑑𝑒 𝐻!

También 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

𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 ⟹ 𝑉 =𝑛 𝑅 𝑇𝑃 =

0!025 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 · 0!082 !"#·!!·!"# · 290 𝐾0!84 𝑎𝑡𝑚 = 0!71 𝑙 𝑑𝑒 𝐻!

3. El hierro reacciona con el sulfato cúprico para liberar cobre y proporcionar sulfato ferroso. Si

reaccionan 8 gr de sulfato cúprico, halla: a. La cantidad de hierro que reacciona y la cantidad de cobre que se produce. b. El número de átomos 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

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

b. 56 gr de Fe (1 mol) ––––––––– 6,02.1023 átomos de Fe

2,81 gr de Fe –––––––––––––– x ==== > x = 3,02.1022 átomos de Fe 63,5 gr de Cu (1 mol) –––––––– 6,02.1023 átomos de Cu 3,18 gr de Cu –––––––––––––– x ==== > x = 3,01.1022 átomos de Cu

c. 159,5 gr de CuSO4 –––––––– 152 gr de FeSO4 8 gr de CuSO4 –––––––––– x ===== > x = 7,62 gr de FeSO4



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.



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.

Reacciones químicas - 4º ESO

Documents

Transcript of Reacciones químicas - 4º ESO