Reacciones químicas
Clasificación y estequiometría de las reacciones químicas
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Índice
Clasificación de las reacciones químicas
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Según el mecanismo de intercambio
Cuatro tipos de reacciones básicas:
Según el sentido
Pueden ser completas (o irreversibles) o reversibles, en cuyo caso se representan con una doble flecha (⇌).
Según la energía
Pueden desprender (exotérmicas) o absorber energía (endotérmicas).
Según la naturaleza de los reactivos/productos
Combustión
En una combustión, un elemento o compuesto reacciona con un oxidante, típicamente oxígeno, a menudo produciendo energía en forma de luz y/o calor. En el caso habitual de la combustión de un hidrocarburo (compuesto orgánico formado por H y C), tenemos:
$$ \ce{HIDROCARBURO + O2 -> CO2 + H2O}, $$razón por la que quemar combustibles fósiles libera cantidades ingentes de CO2 a la atmósfera, gas de efecto invernadero responsable del calentamiento global y del cambio climático.
Aprende más sobre el efecto invernadero con esta estupenda simulación:
Rédox
Se trata de reacciones de transferencia de electrones, en las que una sustancia (el agente reductor) se oxida, liberando electrones que otra sustancia (el agente oxidante) capta, reduciéndose a su vez.
Las reacciones electroquímicas son especialmente importantes bien para la producción de elementos químicos, como el cloro o el aluminio, o bien para producir energía eléctrica, como se hace en las pilas.
Ácido-base
Son equilibrios químicos que involucran una transferencia de protones (H+) de una especie química (el ácido) a otra (la base).
$$ \mathrm{HA} + \mathrm B ⇌ \mathrm A^- + \mathrm{HB}^+ $$Un caso especial es la neutralización, una reacción química irreversible en la que un ácido y una base reaccionan en cantidades estequiométricas formando una sal neutra y agua:
La lluvia ácida (formación de ácidos en la atmósfera) y el esmog (niebla contaminante) son graves problemas medioambientales asociados a las reacciones ácido-base.
La oxidación y la hidrólisis (reacción entre iones de sales y agua) son las principales reacciones químicas que afectan a la estabilidad de los fármacos.
Precipitación
Se trata de reacciones de transferencia de iones entre dos compuestos iónicos en disolución, para formar una sal insoluble llamada precipitado.
Según la velocidad (criterio cinético)
Pueden ser rápidas o lentas.
Ajuste de ecuaciones químicas
La ley de conservación de la masa implica dos principios:
- El número total de átomos antes y después de una reacción no cambia.
- El número de átomos de cada tipo es igual antes y después.
En una ecuación química general:
$$ \ce{aA + bB -> cC + dD} $$- A, B, C y D representan los símbolos químicos de los átomos o la fórmula molecular de los compuestos que reaccionan (lado izquierdo) y los que se producen (lado derecho).
- $a$, $b$, $c$ y $d$ representan los coeficientes estequiométricos, que deben ser ajustados según la ley de conservación de la masa (comparando de izquierda a derecha átomo por átomo el número que hay de estos a cada lado de la flecha).
Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos/moléculas/moles que reaccionan/se producen de cada elemento/compuesto (o volumen si las sustancias intervinientes son gases en las mismas condiciones de presión y temperatura).
Puedes practicar más el ajuste de ecuaciones químicas con estas simulaciones:
Cálculos masa-masa
Se trata de situaciones en las que nos dan la masa (típicamente en g) de un compuesto químico y nos piden la masa (también en g) de otro compuesto químico.
Seguimos estos tres pasos:
- Pasar de g a mol utilizando la masa molar.
- Relacionar moles de un compuesto con moles de otro, a partir de los coeficientes estequiométricos.
- Pasar de mol a g utilizando la masa molar.
Reactivo limitante
El reactivo limitante es el reactivo que se agota por completo en una reacción y, por lo tanto, determina cuándo se detiene la reacción.
Para identificar el reactivo limitante podemos calcular la cantidad:
$$ \frac{\text{moles del reactivo X}}{\text{coeficiente estequiométrico del reactivo X}} $$para cada reactivo y el reactivo que tenga el valor más bajo será el reactivo limitante.
Pureza química
Es una medida de la cantidad de impurezas que contiene una muestra química. En función de la aplicación (investigación científica, farmacia, alimentación o industria) se utilizan distintos grados de pureza, siendo los más altos por encima del 95 %. Como en la ecuación química aparecen sustancias puras, al realizar los cálculos estequiométricos eliminaremos la contribución de las impurezas. En estos cálculos supondremos que las impurezas son inertes, es decir, que no reaccionan.
$$ \text{PUREZA} = \frac{\text{masa sustancia pura}}{\text{masa muestra impura}}\times 100 $$Rendimiento químico
Es una medida de la cantidad de producto obtenida en una reacción química en relación con el reactivo consumido. Generalmente se expresa en porcentaje y se denota por $\eta$:
$$ \eta = \frac{\text{rendimiento real}}{\text{rendimiento teórico}}\times 100, $$donde el rendimiento real es la cantidad real (masa, moles o volumen) de producto obtenida en laboratorio y el rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtendría si todo el reactivo limitante reaccionara.
El rendimiento es uno de los principales factores que la comunidad científica debe tener en cuenta en los procesos de síntesis química inorgánica y orgánica. Las principales razones por las que una reacción no produce la cantidad teórica (predicha) de producto son:
- Reacciones incompletas en las que algunos reactivos no reaccionan para formar productos.
- Errores experimentales, como por ejemplo derrames.
- Reacciones secundarias no deseadas.
- Reacciones reversibles.
- Impurezas en los reactivos.
Reactivos en disolución
Cuando los reactivos se encuentran en disolución, tenemos que relacionar el número de moles, $n$, con el volumen, $V$, a través de la concentración molar o molaridad:
$$ c = \frac{n}{V} \rightarrow n = cV\quad \text{($V$ en L)} $$Puedes aprender más con esta excelente simulación:
Cálculos masa-volumen
Cuando alguno de los compuestos que intervienen en la reacción es un gas, necesitamos hacer uso de la ecuación de los gases ideales:
$$ pV = nRT $$- $p$ es la presión a la que se encuentra el gas, medida en atm.
- $V$ es el volumen que ocupa el gas, medido en L.
- $n$ es el número de moles que tenemos del gas, que lo podemos relacionar con los gramos a través de la masa molar.
- $R=0.082\thinspace\frac{\mathrm{atm\thinspace L}}{\mathrm{mol\thinspace K}}$ es la constante universal de los gases ideales1.
- $T$ es la temperatura a la que se encuentra el gas, medida en K: $$ T(\mathrm K) = T(^\circ\mathrm C) + 273 $$
Ejemplo
El amoniaco reacciona con el oxígeno según la siguiente reacción:
$$ \ce{NH3 + O2 -> NO + H2O} $$En un recipiente cerrado introducimos 200 g de amoniaco y 200 g de oxígeno. Determina el volumen de monóxido de nitrógeno, medido en c.n., que se obtiene supuesto un rendimiento de la reacción del 70 %.
Lo primero ajustamos la ecuación:
$$ \ce{4 NH3 + 5 O2 -> 4 NO + 6 H2O} $$A continuación calculamos las masas molares de todos los compuestos químicos involucrados: \begin{align*} M(\ce{NH3}) &= M(\ce{N}) + 3\cdot M(\ce{H}) = 14 \mathrm{g/mol} + 3\cdot 1 \mathrm{g/mol} = 17 \mathrm{g/mol} \\ M(\ce{O2}) &= 2\cdot M(\ce{O}) = 2\cdot 16 \mathrm{g/mol} = 32 \mathrm{g/mol} \\ M(\ce{NO}) &= M(\ce{N}) + M(\ce{O}) = 14 \mathrm{g/mol} + 16 \mathrm{g/mol} = 30 \mathrm{g/mol} \end{align*}
Identificamos el reactivo limitante calculando la cantidad
$$ \frac{\text{moles del reactivo X}}{\text{coeficiente estequiométrico del reactivo X}} $$para cada reactivo y viendo cuál tiene el valor más bajo:
$$ 200\thinspace\mathrm{\cancel{g_{\ce{NH3}}}}\cdot \frac{1\thinspace\mathrm{mol_{\ce{NH3}}}}{17\thinspace\mathrm{\cancel{g_{\ce{NH3}}}}} = 11.76\thinspace\mathrm{mol_{\ce{NH3}}} \rightarrow \frac{11.76\thinspace\mathrm{mol_{\ce{NH3}}}}{4} = 2.94 $$$$ 200\thinspace\mathrm{\cancel{g_{\ce{O2}}}}\cdot \frac{1\thinspace\mathrm{mol_{\ce{O2}}}}{32\thinspace\mathrm{\cancel{g_{\ce{O2}}}}} = 6.25\thinspace\mathrm{mol_{\ce{O2}}} \rightarrow \frac{6.25\thinspace\mathrm{mol_{\ce{O2}}}}{5} = 1.25 $$Por lo que el reactivo limitante es el oxígeno.
Calculamos el rendimiento teórico:
$$ 6.25\thinspace\mathrm{\cancel{mol_{\ce{O2}}}}\cdot \frac{4\thinspace\mathrm{mol_{\ce{NO}}}}{5\thinspace\mathrm{\cancel{mol_{\ce{O2}}}}} = 5\thinspace\mathrm{mol_{\ce{NO}}\ teóricos} $$Calculamos el rendimiento real aplicando la definición de rendimiento:
$$ \eta = \frac{\text{rendimiento real}}{\text{rendimiento teórico}}\times 100 $$\begin{align*} \text{rendimiento real} &= \frac{\eta}{100}\cdot \text{rendimiento teórico} \\ &= \frac{70}{100}\cdot 5\thinspace\mathrm{mol_{\ce{NO}}} = 3.5\thinspace\mathrm{mol_{\ce{NO}}\ reales} \end{align*}
Para relacionar la cantidad de monóxido de nitrógeno que se obtiene (medida en mol) con el volumen (medido en L), utilizamos la ecuación de los gases ideales, despejando el volumen y sustituyendo c.n. ($T = 0\thinspace\mathrm{°C} = 273\thinspace\mathrm K$ y $p = 1\thinspace\mathrm{atm}$):
$$ pV = nRT \rightarrow V = \frac{nRT}{p} = \frac{3.5 \cdot 0.082\cdot 273}{1} = 78.4\thinspace\mathrm{L_\ce{NO}} $$-
En caso de trabajar en el SI, la constante de los gases ideales toma el valor $R=8.314\thinspace\frac{\mathrm{J}}{\mathrm{mol\thinspace K}} = 8.314\thinspace\frac{\mathrm{kPa\thinspace L}}{\mathrm{mol\thinspace K}}$. ↩︎
Rodrigo Alcaraz de la Osa
💼 · 🤝 · 🔗 · ✍️
Soy Doctor en Física y Profesor de Física y Química en el IES Peñacastillo de Cantabria (España).
Alba López Valenzuela
📚 Apuntes
Soy Graduada en Química y Profesora de Física y Química por cuenta propia.
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