Reacciones químicas
Ajuste de ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos
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Índice
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).
Ejemplo
Se desea ajustar la siguiente ecuación química:
Comenzamos por el $\ce{Mn}$: vemos que a la izquierda hay 1 átomo de $\ce{Mn}$ y a la derecha hay también 1 átomo, está ajustado.
Después miramos el $\ce{O}$: vemos que a la izquierda hay 2 átomos de $\ce{O}$ y a la derecha solo hay 1. Por tanto debemos poner un 2 en la molécula de agua:
Seguimos con el $\ce{H}$: a la izquierda hay 1 solo átomo mientras que a la derecha hay $2\times 2=4$ átomos. Por lo tanto debemos colocar un 4 en el $\ce{HCl}$:
Finalmente el $\ce{Cl}$: como hemos puesto 4 moléculas de $\ce{HCl}$ hay 4 átomos de $\ce{Cl}$ a la izquierda, a la derecha hay 2 átomos de la molécula de cloruro de manganeso(II) y 2 átomos más de la molécula de cloro, 4 en total, con lo que está ajustado y no tenemos que poner nada más.
La reacción ajustada queda así:
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.
Ejemplo
El clorato de potasio, $\ce{KClO3}$, se descompone en cloruro de potasio, $\ce{KCl}$, y oxígeno. Calcula la masa de oxígeno que se obtiene al descomponerse $86.8\thinspace\mathrm g$ de clorato de potasio por la acción del calor. $M(\ce{K}) = 39.1\thinspace\mathrm{g/mol}$; $M(\ce{Cl}) = 35.5\thinspace\mathrm{g/mol}$; $M(\ce{O}) = 16\thinspace\mathrm{g/mol}$.
Escribimos la ecuación química de la descomposición:
$$ \ce{KClO3 -> KCl + O2} $$La ajustamos:
$$ \ce{2KClO3 -> 2KCl + 3O2} $$Calculamos las masas molares de todos los compuestos químicos involucrados, en este caso el $\ce{KClO3}$ y el $\ce{O2}$:
Para relacionar los gramos de clorato de potasio con los gramos de oxígeno utilizamos los tres pasos del cálculo masa-masa:
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:
Ejemplo
El ácido clorhídrico reacciona con el hidróxido de calcio para producir cloruro de calcio y agua. Calcula el volumen de ácido clorhídrico 0.25 M que se necesita para reaccionar con 50 mL de hidróxido de calcio 0.5 M.
Cálculos masa-volumen
Ecuación de los gases ideales
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
Calcula el volumen de hidrógeno, medido a $25\thinspace\mathrm{^\circ\mathrm C}$ y $0.98\thinspace\mathrm{atm}$, que se desprende al hacer reaccionar $41.4\thinspace\mathrm g$ de sodio en agua:
$M(\ce{Na}) = 23\thinspace\mathrm{g/mol}$; $M(\ce{H}) = 1\thinspace\mathrm{g/mol}$; $M(\ce{O}) = 16\thinspace\mathrm{g/mol}$.
La ecuación nos la dan ya escrita y ajustada. Notar las letras entre paréntesis, que indican el estado de agregación de cada compuesto químico:
- (s) $\rightarrow$ sólido
- (l) $\rightarrow$ líquido
- (g) $\rightarrow$ gas
- (aq) $\rightarrow$ en disolución acuosa (aqueous en inglés)
Calculamos lo primero las masas molares de los compuestos involucrados:
A partir de los gramos de $\ce{Na}$ calculamos los moles de $\ce{H2}$ que se desprenderán, utilizando los dos primeros pasos del cálculo masa-masa:
Para relacionar la cantidad de hidrógeno que se desprende (medida en mol) con el volumen (medido en L), utilizamos la ecuación de los gases ideales:
$$ pV = nRT $$Cuidado porque la temperatura $T$ la tenemos que pasar a K: \begin{align*} T(\mathrm K) &= T(^\circ\mathrm C) + 273 \\ &= 25\thinspace ^\circ\mathrm C + 273 = 298\thinspace\mathrm K \end{align*}
Despejamos el volumen $V$:
Práctica virtual
Te recomendamos ver este precioso vídeo/corto-documental del Departamento de Física y Química del IES Valle del Saja donde se plantea, de modo cualitativo, una secuencia de cinco reacciones químicas que partiendo de cobre, entre otros metales, desemboca de nuevo en este metal:
-
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
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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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