EQUILIBRIO DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS La conservación de la materia afirma que «la materia no puede crearse ni destruirse, sólo cambia de forma». Si este es el caso, entonces debemos dar cuenta de todos los átomos en una reacción química. No podemos cambiar la forma en que se unen los compuestos, pero sí podemos ajustar el número de compuestos que se forman. Por ejemplo: El magnesio reacciona con el oxígeno para formar óxido de magnesio. Como el oxígeno es una molécula diatómica, sólo podemos obtenerlo en grupos de dos átomos. Sabemos que la fórmula del óxido de magnesio es MgO(s). La reacción tal y como la conocemos hasta ahora es Mg(s) + O2 (g) —> MgO (s) ¿Qué ocurre con el otro oxígeno? Hay que tenerlo en cuenta. Cuando las moléculas de oxígeno se rompen para reaccionar con el átomo de magnesio, el oxígeno solitario queda libre para unirse a otro magnesio. En otras palabras, ahora hemos utilizado dos átomos de magnesio y hemos creado dos unidades de óxido de magnesio. Lo mostramos colocando números delante de la molécula. 2 Mg(s) + O2 (g) —> 2 MgO (s) Esta es una ecuación equilibrada. Se puede leer de la siguiente manera: Dos átomos de magnesio reaccionan con 1 molécula de oxígeno para formar dos unidades de óxido de magnesio.
¡El objetivo es que aparezca el mismo número de átomos en cada lado de la ecuación! Mira la hoja de trabajo de la página 1. Cuenta los átomos para ver si estas ecuaciones están equilibradas. Para equilibrar una ecuación puedes empezar por cualquier átomo, pero puede resultarte útil empezar por el que esté presente en mayor número. Ejemplo: El azufre reacciona con el litio para formar sulfuro de litio. S8 (s) + Li (s) —> Li2S (s) Empieza por los átomos de azufre. 8 en el lado del reactivo significa que necesitamos 8 en el lado del producto. Debemos colocar un 8 delante del Li2S(s). Esto cambia el número de átomos de litio de manera que ahora tenemos 16 en el lado del producto. Entonces debemos tener 16 en el lado del reactivo. La ecuación se convierte en: S 8 (s) + 16 Li (s) —> 8 Li2S (s) Prueba esto. 1. El sodio reacciona con el gas cloro para formar cloruro de sodio. ___Na(s) + ___ Cl2 (g) —> ___ NaCl(s) Ecuación equilibrada: 2 Na (s) + Cl2 (g) —> 2 NaCl (s)
2. El bario reacciona con el fósforo para producir fosfuro de bario. ___Ba (s) + ___ P4 (s) —> ___ Ba3P2 (s) Ecuación de equilibrio: 6 Ba (s) + P4 (s) —> 2 Ba3P2 (s)
Reacciones de formación o composición simple Las reacciones de formación son reacciones en las que dos elementos se combinan para formar un compuesto. elemento + elemento = compuesto Ecuación verbal:
sodio + cloro ———> cloruro de sodio
Ecuación esquelética: Na(s) + Cl(g) ———> NaCl(s)
Reacciones de descomposición Las reacciones de descomposición son el reverso de las reacciones de formación. compuesto AB —> elemento A + elemento B ej. __C6H12O 6 (s) —> _ C (s) + _ H2 (g) + _ O2 (g)
Reacciones de sustitución simple Hasta ahora hemos tratado las reacciones de formación y descomposición. Los elementos reaccionan para formar compuestos o los compuestos reaccionan para formar elementos. Muy pocas reacciones son de este tipo. Las reacciones que implican un elemento y un compuesto pueden ser mucho más interesantes. Estas reacciones se llaman reacciones de sustitución simple porque uno de los elementos del compuesto es sustituido por otro elemento. Ejemplo: el cobre reacciona con una solución de nitrato de plata para obtener una solución de nitrato de plata y cobre (II). Cu(s) + AgNO3 (aq) —> Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) Puedes equilibrar estas ecuaciones de la misma manera que hiciste con las reacciones de formación, es decir, contando el número de átomos de cada tipo en cada lado de la ecuación. Sin embargo, es más fácil tratar el ion nitrato como un solo átomo. Esto significa que cuentas Ag, Cu y NO3ʼs. La ecuación equilibrada es entonces Cu (s)+2 AgNO3 (aq) —> 2 Ag (s) +Cu(NO3)2 (aq) Ejemplos: 1. El calcio metálico reacciona con la solución de carbonato de sodio metal.
para producir carbonato de calcio sólido y
2. El nitrógeno gaseoso reacciona con la solución de fosfuro de amonio para producir una solución de nitruro de amonio y fósforo sólido.
Reacciones de doble sustitución Estas reacciones son similares a las de sustitución simple. La única diferencia es que tanto el metal como el no metal serán reemplazados en esta reacción entre dos compuestos. Ejemplo: Las pastillas de hidróxido de magnesio se utilizan para neutralizar el ácido del estómago (HCl). Esto produce una solución de agua y cloruro de magnesio. Mg(OH)2 (s) +_HCl (aq)—>_HOH (l) + _MgCl2 (aq) El Mg(OH)2 tiene 2 iones OH donde el HOH sólo tiene 1 ion OH. Debemos tener 2 OH en cada lado así que ponemos un 2 delante de HOH para equilibrar los OHʼs. Esto cambia los iones H en HOH a 2. Necesitamos 2 Hʼs en el lado izquierdo también. Poner un dos delante del HCl. Esto nos da 2 Cl y MgCl2 tiene 2 por lo que se equilibra. Los Mgʼs también están equilibrados por lo que hemos terminado.
Ejemplo: La solución de arseniuro de sodio se mezcla con una solución de cloruro de calcio para producir una solución de cloruro de sodio y un sólido de arseniuro de calcio. _Na3As (aq)+_CaCl2 (aq)–>_NaCl (aq) +_Ca3As2 (s) Puedes empezar con cualquier elemento o ion complejo que quieras, sin embargo puede ser más fácil empezar con el mayor número. En este ejemplo podemos empezar con el calcio o el sodio ya que ambos tienen 3 en un lado de la ecuación. Empecemos por el sodio ya que es el primero. Na3As (aq) tiene 3 Na. Por lo tanto, debemos tener 3 en el otro lado de la ecuación, así que ponemos un 3 delante del NaCl (recuerda que no podemos cambiar la fórmula química, sino el número de unidades de la fórmula) Esto cambia el número de iones de cloruro a 3 también. Esto significa que tendremos que tener 3 iones de cloruro en el otro lado de la ecuación. Como los iones de cloruro sólo están presentes en grupos de 2 en el CaCl2 debemos encontrar una forma de conseguir que los iones de cloruro sean iguales en cada lado. Necesitamos algo en lo que quepan el 2 y el 3. El número más pequeño que satisface esto es el 6. Pon un 3 delante del CaCl2 para obtener 6 iones Cl. Eso significa que debemos poner un 6 delante del NaCl. Esto cambia el número de Naʼs a 6. Para equilibrar el lado izquierdo debemos poner un 2 delante del Na3As. Ahora tenemos 6 Na en cada lado y 6 Cl. Comprueba los iones restantes. «Otro» tipo de reacción Cuando se tiene un ion poliatómico que se rompe, o cuando se tienen más productos que reactantes en una reacción se clasifica como «otro». Con los «otros» tipos de reacción los átomos de hidrógeno van en segundo lugar y los de oxígeno en último lugar. ¿Por qué? Los átomos de hidrógeno y oxígeno tienden a equilibrarse cuando los otros átomos están equilibrados. Ej. __Al (s) + __ NH4ClO4 (s) –> __Al2O 3 (s) + __AlCl3 (s) + __NO (g) + __HOH(l)
Precipitado- un sólido formado a partir de una solución en una reacción. Si un compuesto tiene una fase acuosa en el lado del reactivo y luego se vuelve sólido en el lado del producto, es un precipitado Ej. _NH4Br (aq) + __Hg3N (aq) –>__ (NH4)3N (aq) + __HgBr (s) ¿Identificar el precipitado en la reacción anterior? Reacciones de combustión de hidrocarburos Cuando los hidrocarburos como la gasolina, el metano, el propano y la sacarosa se queman (combustionan) siempre producen energía más gas de dióxido de carbono y vapor de agua. El acto de quemar es en realidad sólo una reacción rápida con el oxígeno. Las ecuaciones son sólo el compuesto a quemar más el oxígeno para producir gas de dióxido de carbono y vapor de agua. Cuando se equilibran reacciones de este tipo, es más fácil comenzar con los átomos de carbono, pasar a los átomos de hidrógeno y terminar con los átomos de oxígeno. Ejemplo: El gas metano se quema. CH4 (g) + _O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Haz el balance empezando por los átomos de carbono. Uno en cada lado por lo que no se requiere ningún cambio. Hay 4 átomos de hidrógeno en el lado izquierdo y sólo 2 en el lado derecho. Se necesitan 2 moléculas de agua para obtener 4 átomos de hidrógeno. A continuación, cuenta los átomos de oxígeno del lado derecho. Tenemos 2 en el CO2 y 2 en el 2H2O. Eso hace 4 en total. Para obtener 4 en el otro lado necesitamos 2 O2. CH4 (g) + 2 O2 (g) —> CO2 (g) + 2 H2O (g) A veces es necesario ajustar el número de nuestro compuesto de partida. Ejemplo: El octano se combustiona. C8H18 (l) +_O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Empezamos como antes con el carbono y pasamos al hidrógeno. Tenemos lo siguiente: _ C8H18 (l) +_O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) Cuenta el oxígeno a continuación. 16 en el 8 CO2 y 9 en el 9 H2O. Esto hace 25. Como el oxígeno sólo viene en paquetes de 2 (O2), ¡no podemos obtener 25! Necesitamos más oxígeno en el lado izquierdo. Si duplicamos todo, tendremos 50 de oxígeno en el lado derecho. Eso es divisible por 2. Terminamos con 2 C8H18 (l) + 25 O2 (g)–> 16 CO2 (g) +18 H2O (g)
Reacciones Endotérmicas &Reacciones Exotérmicas Todas las reacciones tienen energía, pero la mayoría de las veces no la escribimos en la ecuación. Has visto algunas reacciones en las que la energía está escrita en la ecuación. Ej. Reacción de fotosíntesis. Energía solar+6CO2(g)+6H2O(l)–>6O2(g)+C6H12O6(s) La mayoría de las reacciones requieren energía para que los reactivos reaccionen. Un aporte de energía. Cuando se toma más energía (para iniciar la reacción) que la que se desprende de la reacción, se denomina endotérmica (por ejemplo, la reacción de fotosíntesis). En una reacción endotérmica, la energía se escribe en el lado del reactivo. Cuando se desprende más energía de la reacción que lo que se pone en la reacción se llama exotérmica La energía se escribe en el lado del producto en una reacción exotérmica. *Nota- la mayoría de las veces la energía en las reacciones es en forma de calor, pero no siempre.
Evidencia de las Reacciones Químicas Hay cuatro cosas que prueban que una reacción química ha ocurrido: 1. Cambio de temperatura 2. Cambio de color 3. Gas desprendido 4. Se forma un precipitado Una reacción química puede tener más de una.
El mol El mol es una unidad que representa un cierto número de cosas. Es lo mismo que una docena o un bruto, pero en lugar de ser 12 o 144 cosas un mol es 6,02 x 1023 cosas. A veces se denomina número de Avogadro y se define como el número de átomos en exactamente 12 gramos de carbono-12. Uso del mol Todas las masas atómicas se comparan con el carbono-12. El número de masa atómica que aparece en la tabla periódica se indica con una precisión de una centésima de gramo. Ejemplo: Un mol de átomos de cloro tiene una masa de 35,45 g/mol. Nota: el símbolo del mol es mol. No es una abreviatura. Encuentra: Oxígeno, Calcio y Hierro.
Masa Molar de las Moléculas La mayoría de las veces nos interesa un mol de moléculas. Esto es 6,02 x 1023 moléculas como el agua, HOH. Una molécula de agua contiene 2 átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Esto significa que un mol de moléculas de agua contiene 2 moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno. La masa de un mol de agua es, por tanto, la suma de 2 moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno. 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 O= 1 mol x 16,00 g/mol = 16,00 g/mol 1 HOH
= 18,02 g/mol
Ejemplo: Calcula la masa molar del gas sulfato de hidrógeno. La fórmula es H2S O4 (g) 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 S = 1 mol x 32,06g/mol = 32,06 g/mol 4 O = 4 mol x 16,00 g/mol = 64,00 g/mol 1 mol de H2S O4 (g) = 98.08 g/mol Prueba: cloruro de calcio : hidróxido de hierro (III) : pentacloruro de fósforo
Conversión de masa a moles El número de moles (n) presentes en una masa dada (m) es igual a la masa dada dividida por la masa molar (M).
m n= M Ejemplo 1: ¿Cuántos moles de cloruro de sodio hay en 100 g? Paso 1: Calcule la masa molar del cloruro de sodio. M NaCl = 58,44 g/mol Paso 2:
Calcula el número de moles.
m n= M = 100 g 58,44 g/mol = 1,71 mol Recuerda las cifras significativas!!!!!
Ejemplo 2: ¿Cuántos moles hay en 25 g de nitrato de aluminio? Respuesta = 0,12 mol Cálculos de moles a masa Para calcular la masa presente en un número determinado de moles tenemos que reordenar nuestra fórmula de la siguiente manera. m= nM Ejemplo: ¿Qué masa hay en 3,50 mol de carbonato de calcio? Paso 1: Calcular la masa molar del carbonato de calcio. M CaCO3 = 100,09 g/mol Paso 2: Calcula la masa. m = nM = 3,50 mol x 100,09 g/mol = 350 g Ejemplo 2: Calcula la masa de 0,056 mol de sulfuro de amonio. Respuesta = 3,8 g
