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Reacciones y ecuaciones químicas
Reacciones y ecuaciones químicas
Reacciones y ecuaciones químicas
De acuerdo a Wikipedia, Es necesario aclarar en este punto que se entiende como reacción química el proceso mediante el cual una o más sustancias, llamadas reactantes, se convierten en una o más sustancias diferentes, llamadas productos.
Una reacción química es, por ejemplo, el proceso mediante el cual hidrógeno y oxígeno (ambos en estado gaseoso) se convierten en agua. Los químicos utilizan formalismos para escribir este proceso, de modo que se comprenda en forma inequívoca y lo más ampliamente posible. Para esto normalmente utilizan ecuaciones químicas, que emplean los símbolos químicos convencionales. Para el caso anterior, la ecuación correspondiente vendría a ser:
Esto debe leerse: “el hidrógeno (H2) reacciona con (+) el oxígeno (O2) para producir (à) agua (H2O)”. Las sustancias que se encuentran a la izquierda de la flecha de reacción (à) se denominan reactantes y las que se encuentran a su derecha, se denominan productos. Normalmente, aunque no siempre, a la derecha de cada reactante y producto y como subíndices, aparecen letras entre paréntesis. Estas informan sobre el estado físico de reactantes o productos: (s) indica que la sustancia es un sólido, (l) indica que es un líquido, (g) indica que es un gas, mientras que (ac) indica que este se encuentra disuelto en agua. En el ejemplo anterior, ambos reactantes son gases mientras que el producto es un líquido.
Los números que acompañan a cada reactante y a cada producto se denominan coeficientes estequiométricos. El coeficiente estequiométrico, tanto del hidrógeno como del agua es 2, mientras que el coeficiente de oxígeno es 1, que normalmente no se escribe.
Para obedecer la Ley de Conservación de la Materia, la cantidad de átomos de cada tipo en los reactivos debe ser igual a la cantidad existente en los productos.
En el ejemplo mencionado anteriormente, entre los reactivos existen 4 átomos de hidrogeno (2 moléculas H2), mientras que en los productos también existen 4, ahora formando parte de 2 moléculas de agua. Algo similar ocurre con el número de átomos de oxígeno; existen 2 entre los reactantes (formando una molécula de O2), mientras que en los productos también existen 2, ahora formando parte de 2 moléculas de agua.
Cuando existe esta igualdad, se dice que la ecuación se encuentra balanceada. La forma correcta de presentar una ecuación química es balanceada. De hecho, cuando no sea el caso, la ecuación debe ser balanceada.
Ejemplo 1. Escriba y balancee la ecuación que corresponde al siguiente proceso: el hidrógeno (H2) reacciona con el yodo (I2) generando yoduro de hidrógeno (HI).
Solución: De acuerdo al enunciado, hidrógeno y yodo son reactantes mientras que yoduro de hidrógeno es el único producto:
Dicha ecuación química es correcta, mas no obedece la ley de Conservación de la Materia, por lo que debe ser balanceada. Para balancear debemos modificar sistemáticamente los coeficientes estequiométricos de cada reactante y producto hasta balancear. En este caso, es simple darse cuenta que incluir el número dos (2) como coeficiente estequiométrico permite balancear la ecuación:
Para el balanceo de las ecuaciones químicas:
- Variar sistemáticamente los coeficientes de reactantes y productos. Considere que:
- Es aconsejable comenzar con los elementos monoatómicos o aquellos que aparecen en un solo reactante o producto
- Cuando encuentre grupos de átomos que se repiten a ambos lados de la reacción, es mejor balancearlos como un todo
- El balanceo está concluido cuando el número de átomos de cada tipo a cada lado de la ecuación es el mismo. Chequee
- Los coeficientes deben ser los números enteros más pequeños que satisfagan el balance.
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Masa Atómica Promedio
Masa Atómica Promedio
La cantidad de masa que posee un átomo es increíblemente pequeña. Un átomo de carbono posee 1,993×10-23 g. Normalmente, la masa de un átomo o molécula se mide en unidades de masa atómica (u).
¿Cuál es la masa atómica promedio del elemento cobre si este posee dos isótopos de masa 62.9300 y 64.9278 u con abundancias de 69.09 y 30.91 % respectivamente?
Solución:
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Masa Molecular
Masa Molecular
Se entiende como masa molecular la masa de una molécula. Como es posible deducir, la masa de una molécula corresponde con la suma de las masas de los átomos que la forman:
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Masa Molar
Masa Molar
Resulta impracticable en un laboratorio químico habitual aislar estas cantidades de materia, como la contenida en un átomo o en una molécula, puesto que son demasiado pequeñas. Es necesario entonces considerar un múltiplo de esta cantidad.
Constante de Avogadro y mol.
El múltiplo que se considera viene dado por la constante de Avogadro, NA. Esta importante cantidad en química es igual a 6,02214129(27)×1023. Esta cantidad de objetos de denomina mol. Un mol de hidrógeno He contiene 6,022 ×1023 (redondeando) átomos de helio. El número de Avogadro es aproximadamente tan grande como el número de mililitros de agua en el océano pacífico (7 x 1023 mL). En conclusión cualquier cantidad de materia que manejemos en el mundo real contiene una cantidad enorme de átomos y/o moléculas. El número de Avogadro es un múltiplo tal que 1 mol de una sustancia es exactamente igual a la masa atómica o molecular de esta pero expresada en gramos. Esta cantidad se conoce como masa molar, la que se expresa en g/mol.
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Composición Porcentual
Composición Porcentual
La composición porcentual corresponde al porcentaje en masa de cada elemento en un determinado compuesto. Puede establecerse a partir de la fórmula de este, mediante el siguiente cálculo:
Formula Empírica a partir de la Composición porcentual
Normalmente, mediante análisis químico es posible establecer la composición porcentual de un compuesto desconocido. Es posible establecer la fórmula del compuesto cuyos porcentajes se conocen, asumiendo una base de cálculo dada, habitualmente 100 g, y convirtiendo las masas resultantes de aplicar los porcentajes conocidos sobre esta base de cálculo, en moles. Luego, puede establecerse la fórmula empírica del compuesto, dado que los moles son solo múltiplos de cantidad de átomos.
Fórmula empírica a partir del Análisis de Combustión
Otra fuente de información de información útil para obtener datos que permitan establecer la fórmula de un compuesto desconocido es el análisis de combustión (http://es.wikipedia.org/wiki/Análisis_de_combustión). En este procedimiento un compuesto se realiza la combustión de una cantidad conocida de sustancia pura en un exceso de oxígeno y medir las cantidades de anhídrido carbónico (CO2) y agua (H2O) que se generan, en un aparato como el de la imagen:
Esquema del aparataje utilizado en el Análisis de combustión (http://www.preparatoriaabierta.com.mx/quimica-2/quimica2_fasc1.php)
El principio de este análisis consiste en que todo el carbono presente en anhídrido carbónico generado proviene necesariamente de la muestra, mientras que todo el hidrógeno presente en el agua generada proviene también de esta. Si la muestra contiene oxígeno, no se puede establecer relación para él, podría provenir de la muestra o del oxígeno utilizado en la combustión, debiendo determinársele por diferencia.
La nicotina es un compuesto orgánico, un alcaloide encontrado principalmente en la planta del tabaco (Nicotiana tabacum), con alta concentración en sus hojas (constituye cerca del 5% del peso de la planta (http://es.wikipedia.org/wiki/Nicotina). Escriba la formula molecular y empírica de la nicotina si 5,250 mg del compuesto al quemarse producen 14,242 mg de anhídrido carbónico y 4,083 mg de agua. La nicotina contiene solo carbono, hidrógeno y nitrógeno y su masa molar es de 160,1 g/mol.
Solución: Necesariamente todo el carbono en el anhídrido carbónico proviene del carbono original del compuesto, luego (recuerde que 1 g = 1000 mg):
De donde se desprende que x es 3,8842 x 10-3 g. Para el caso del hidrógeno resulta que:
De donde se desprende que y es 4,5367 x 10-4 g. El nitrógeno se puede calcular como la diferencia entre la masa de la muestra y las cantidades de carbono e hidrógeno contenidas, resultando ser 9,121 x 10-4 g. Luego se procede análogamente al caso de la composición porcentual:
3,8842 x 10-3 g de C / 12,01 g/mol = 3,23 x 10-4 mol C
4,5367 x 10-4 g de H/ 1,01 g/mol = 4,49 x 10-4 mol H
9,121 x 10-4 g de N/ 14,00 g/mol = 6,51 x 10-5 mol N
Luego:
Fórmula C3,234 x 10-4 H4,49 x 10-4 N6.51 x 10-5. Al simplificar por el menor valor resulta fórmula C4,96H6,90N1, que puede redondearse a C5H7N. Comparando con la masa molar de la nicotina, 160,1 g/mol, se puede recién discernir que la formula real es C10H14N2.
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Estequiometría en una reacción química
Estequiometría en una reacción química
De acuerdo a lo expuesto hasta ahora, la ecuación química:
Debe leerse dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para producir dos molécula de agua. También resulta ser cierto que dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para producir dos moles de agua. Puede mostrarse que dos moles de hidrógeno corresponden a 4,04 g, 1 mol de oxígeno a 32,00 g y 2 moles de agua a 36,04 g.
De esta forma, es importante notar que a partir de la ecuación balanceada de una reacción es posible predecir las masas de reactantes y productos que estarán involucradas. El conjunto de reglas que permite esto se denomina normalmente estequiometría.
Es importante remarcar que las reacciones químicas ocurren entre moles de sustancias, que son múltiplos de las moléculas; sin embargo, en el laboratorio no somos capaces de medir fácilmente moles sino que masa. La relación entre moles y masa viene dada por la masa molar de cada sustancia.
Porcentaje de rendimiento de una Reacción Química
Es habitual que al llevar a la práctica una reacción química, se obtenga menos de un determinado producto que la cantidad que se puede calcular mediante las reglas de estequiometria descritas en la sección anterior. Esto se debe a varios factores, algunos perfectibles fácilmente como impericia o pérdidas, otros no, como la existencia de reacciones en competencia.
El rendimiento real es la cantidad de un producto obtenida en la práctica. El porcentaje de rendimiento para un producto en una reacción química viene dado por:
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Reactivo limitante
Reactivo limitante
En todos los casos que hemos revisado hasta ahora, se ha contado con un reactivo y cantidad suficiente del resto, de forma que la cantidad de productos viene dada partir de este y la ecuación balanceada de la reacción. Sin embargo es habitual que en las reacciones químicas existan cantidades determinadas de más de un reactivo…Como se pueden aplicar las reglas de la estequiometria en este caso?. En este punto es necesario introducir el concepto de reactivo limitante: este es el reactivo que primero se acaba en una reacción química. El hecho de que se acabe detiene la reacción química y limita la cantidad de productos que se puede obtener. El (o los) reactante que se encuentra en cantidad mayor a la que el limitante permite se denomina reactivo en exceso, debido al que al acabar la reacción química sobra de esta sustancia.
