Reacciones químicas

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Ajuste de ecuaciones químicas

La ley de conservación de la masa implica dos principios:

  1. El número total de átomos antes y después de una reacción no cambia.
  2. El número de átomos de cada tipo es igual antes y después.

En una ecuación química general:

$$ a\mathrm A + b\mathrm B \longrightarrow c\mathrm C + d\mathrm D $$

  • 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.

Ejemplo

Se desea ajustar la siguiente ecuación química: $$ \mathrm{MnO_2} + \mathrm{HCl} \longrightarrow \mathrm{MnCl_2} + \mathrm{Cl_2} + \mathrm{H_2O} $$

Comenzamos por el Mn: vemos que a la izquierda hay 1 átomo de Mn y a la derecha hay también 1 átomo, está ajustado.

Después miramos el O: vemos que a la izquierda hay 2 átomos de O y a la derecha solo hay 1. Por tanto debemos poner un 2 en la molécula de agua:

$$ \mathrm{MnO_2} + \mathrm{HCl} \longrightarrow \mathrm{MnCl_2} + \mathrm{Cl_2} + 2\thinspace\mathrm{H_2O} $$

Seguimos con el 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 HCl:

$$ \mathrm{MnO_2} + 4\thinspace\mathrm{HCl} \longrightarrow \mathrm{MnCl_2} + \mathrm{Cl_2} + 2\thinspace\mathrm{H_2O} $$

Finalmente el Cl: como hemos puesto 4 moléculas de HCl hay 4 átomos de 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:

$$ \mathrm{MnO_2} + 4\thinspace\mathrm{HCl} \longrightarrow \mathrm{MnCl_2} + \mathrm{Cl_2} + 2\thinspace\mathrm{H_2O} $$

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:

  1. Pasar de g a mol utilizando la masa molar.
  2. Relacionar moles de un compuesto con moles de otro, a partir de los coeficientes estequiométricos.
  3. Pasar de mol a g utilizando la masa molar.

Ejemplo

El clorato de potasio, KClO3, se descompone en cloruro de potasio, KCl, y oxígeno. Calcula la masa de oxígeno que se obtiene al descomponerse 86.8 g de clorato de potasio por la acción del calor.

$M(\mathrm{K}) = 39.1\thinspace\mathrm{g/mol}$; $M(\mathrm{Cl}) = 35.5\thinspace\mathrm{g/mol}$; $M(\mathrm{O}) = 16\thinspace\mathrm{g/mol}$.

Escribimos la ecuación química de la descomposición: $$ \mathrm{KClO_3} \longrightarrow \mathrm{KCl} + \mathrm O_2 $$

La ajustamos: $$ 2\thinspace\mathrm{KClO_3} \longrightarrow 2\thinspace\mathrm{KCl} + 3\thinspace\mathrm O_2 $$

Calculamos las masas molares de todos los compuestos químicos involucrados, en este caso el KClO3 y el O2: \begin{align*} M(\mathrm{KClO_3}) &= M(\mathrm{K}) + M(\mathrm{Cl}) + 3\cdot M(\mathrm{O}) \\
&= 39.1\thinspace\mathrm{g/mol} + 35.5\thinspace\mathrm{g/mol} + 3\cdot 16\thinspace\mathrm{g/mol} = 122.6\thinspace\mathrm{g/mol} \\
M(\mathrm{O_2}) &= 2\cdot M(\mathrm{O}) = 2\cdot 16\thinspace\mathrm{g/mol} = 32\thinspace\mathrm{g/mol} \end{align*}

Para relacionar los gramos de clorato de potasio con los gramos de oxígeno utilizamos los tres pasos del cálculo masa-masa: $$ 86.8\thinspace\mathrm{g_{\mathrm{KClO_3}}}\cdot \frac{1\thinspace\mathrm{mol_{\mathrm{KClO_3}}}}{122.6\thinspace\mathrm{g_{\mathrm{KClO_3}}}}\cdot \frac{3\thinspace\mathrm{mol_{\mathrm{O_2}}}}{2\thinspace\mathrm{mol_{\mathrm{KClO_3}}}}\cdot \frac{32\thinspace\mathrm{g_{\mathrm{O_2}}}}{1\thinspace\mathrm{mol_{\mathrm{O_2}}}} = 34.0\thinspace\mathrm{g_\mathrm{O_2}} $$

Cálculos masa-volumen

(continúa hacia abajo)

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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 ideales.
  • $T$ 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: $$ 2\thinspace\mathrm{Na(s)} + 2\thinspace\mathrm{H_2O(l)} \longrightarrow 2\thinspace\mathrm{NaOH(aq)} + \mathrm{H_2(g)} $$ $M(\mathrm{Na}) = 23\thinspace\mathrm{g/mol}$; $M(\mathrm{H}) = 1\thinspace\mathrm{g/mol}$; $M(\mathrm{O}) = 16\thinspace\mathrm{g/mol}$.

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: \begin{align*} M(\mathrm{Na}) &= 23\thinspace\mathrm{g/mol}\text{ (me lo daban como dato)} \\ M(\mathrm{H_2}) &= 2\cdot M(\mathrm{H}) = 2\cdot 1\thinspace\mathrm{g/mol} = 2\thinspace\mathrm{g/mol} \end{align*}

A partir de los gramos de Na calculamos los moles de H2 que se desprenderán, utilizando los dos primeros pasos del cálculo masa-masa:

$$ 41.4\thinspace\mathrm{g_{\mathrm{Na}}}\cdot \frac{1\thinspace\mathrm{mol_{\mathrm{Na}}}}{23\thinspace\mathrm{g_{\mathrm{Na}}}}\cdot \frac{1\thinspace\mathrm{mol_{\mathrm{H_2}}}}{2\thinspace\mathrm{mol_{\mathrm{Na}}}} = 0.9\thinspace\mathrm{mol_\mathrm{H_2}} $$

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 $V$: $$ V = \frac{nRT}{p} = \frac{0.9\thinspace\mathrm{mol} \cdot 0.082\thinspace\frac{\mathrm{atm\thinspace L}}{\mathrm{mol\thinspace K}}\cdot 298\thinspace\mathrm{K}}{0.98\thinspace\mathrm{atm}} = 22.4\thinspace\mathrm{L_\mathrm{H_2}} $$