La
reacción química es un proceso en el que un conjunto de sustancias
llamadas reactivos se transforma en un nuevo conjunto de sustancias
denominadas productos.
La
ecuación química es una notación simbólica o abreviada que
representa a la reacción química: R P
Se
debe cumplir que todos los átomos que constituyen los
reactivos están presentes y en la misma proporción en los
productos: las reacciones deben esta
r ajustadas.
Coeficientes
estequiométricos: Coeficientes necesarios para ajustar una
ecuación química.
Para
ajustar ecuaciones:
1.
Ajustar en primer lugar los elementos que aparecen solamente
en un compuesto en cada lado.
2.
Ajustar en último lugar los elementos libres.
3.
En algunas reacciones hay grupos de átomos que no se modifican. En
estos casos, ajuste los grupos como si se tratase de una unidad.
4.
Se pueden utilizar coeficientes fraccionarios, que se eliminan al
final multiplicando.
En
algunos casos hay que indicar la forma física de reactivos y
productos. Esta información suele aportarse entre paréntesis
y los símbolos que se suelen emplear son: g(gas), l(líquido),
s(sólido) y aq(disolución acuosa)
En
otras ocasiones se indican las condiciones de reacción encima o
debajo de la flecha de la ecuación. P. ej., la letra griega Δ
indica calentamiento de la mezcla de la reacción.
La
estequiometría incluye todas las relaciones cuantitativas en
las que intervienen:
• Las
masas moleculares y atómicas.
• Las
fórmulas químicas.
• Una
relación de moles, obtenida partir de la ecuación química.
Hay
que incluir factores de conversión adicionales teniendo en cuenta
el volumen, la densidad y la composición porcentual, concentración,
etc.
Determinación
del reactivo limitante
Proporciones
estequiométricas: Cuando todos los reactivos se consumen de
manera completa y simultánea.
Reactivo
limitante: aquel que se consume completamente.
El reactivo que se consume completamente determina las cantidades de
los productos formados.
La
forma más fácil es pensar cuantos moles te hacen falta para que el
reactivo se gaste. Si la cantidad que tienes es mayor, entonces el
reactivo limitante es el otro.
En
muchos casos, la reacción sucede en varias reacciones consecutivas:
4 NH3 (g) + 5 O2
(g) 4 NO (g) + 6 H2O (g)
2 NO (g) + O2 (g) 2
NO2 (g)
3 NO2 (g) + H2O (l)
2 HNO3(aq) + NO (g)
Generalmente,
se pueden combinar en una única ecuación neta:
12
NH3 + 21 O2 8 HNO3 + 4 NO + 14 H2O
Las
sustancias que se producen en una etapa y se consumen en otra etapa
posterior se denominan intermedios de reacción.
A veces se producen reacciones simultáneas, cuando dos o
más sustancias reaccionan independientemente pero a la vez.
Rendimiento
de una reacción
El
rendimiento teórico es la cantidad de producto que se
obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante.
El
rendimiento real es la cantidad real de producto obtenida.
El
% de rendimiento (o rendimiento
porcentual)
se define: % de rendimiento =
·100
Cuando
% de rendimiento es 100%, se dice que la reacción es cuantitativa.
El
% de rendimiento suele ser menor del 100% debido a reacciones
secundarias, que forman otros subproductos, problemas en la
purificación o el aislamiento de los productos, reacciones
reversibles, etc.
2.
Reacciones en disoluciones acuosas
• El
agua es el disolvente más común, disuelve a numerosas sustancias.
• Los
solutos que se disocian en iones se denominan electrolitos.
•
Pueden ser electrolitos
fuertes, cuando la disociación es completa.
MgCl2(s)
Mg2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
• O
electrolitos débiles, cuando sólo lo hacen parcialmente.
• Los
solutos que no se disocian en iones se denominan no electrolitos.
Fuente
de electricidad
En
general, todos los compuestos iónicos solubles y sólo unos
pocos compuestos moleculares son electrolitos fuertes.
La
mayoría de los compuestos moleculares son, o no electrolitos o
electrolitos débiles.
3.
Reacciones ácido-base
•
Inicialmente, usaremos la
teoría ácido-base de Arrhenius (1884) para la definición de
ácidos y bases:
• Los
ácidos proporcionan H+ en disolución acuosa.
o
Ácidos fuertes (se ionizan completamente en disolución).
o
Ácidos débiles (se ionizan de forma parcial en disolución).
• Los
ácidos contienen átomos de hidrógeno que pueden ionizarse.
• Las
bases proporcionan OH– en disolución acuosa.
*Bases
fuertes (se disocian por completo o casi, hidróxidos del grupo 1 y
algunos del grupo 2).
*Bases
débiles (determinadas sustancias producen iones al reaccionar con
agua y no simplemente disolviéndose en ella):
(p.
ej. NH3 + H2O NH4+ + OH- )
• Las
bases contienen iones OH combinados con iones metálicos (KOH) o son
identificadas mediante ecuaciones químicas.
Na2CO3 (s) +
H2O(l)→ HCO3- (aq) + 2 Na+ (aq) + OH- (aq)
6.
Reacciones de oxidación-reducción
Oxidación:
El estado de oxidación de algún elemento aumenta en la reacción.
Reducción:
El estado de oxidación de algún elemento disminuye en la
reacción.
La
oxidación y la reducción siempre se producen de forma conjunta.
Fe2O3 (s) + 3 CO2(g)
2 Fe(l) + 3 CO2 (g)
Un
agente oxidante (un oxidante): Contiene un elemento cuyo
estado de oxidación disminuye en la reacción redox.
Un
agente reductor (un reductor): Contiene un elemento cuyo
estado de oxidación aumenta en la reacción redox.
En
las reacciones de desproporción (o dismutación), un mismo
compuesto se reduce y se oxida. 2 H2O2 2 H2O+O2
*Ajuste
de las reacciones de oxidación-reducción
-Método
de la semirreacción (ión-electrón).
1.
Determinar los estados de oxidación.
2.
Escribir las ecuaciones para las semirreacciones.
3.
Ajustar todos los átomos excepto los que no sean ni de H ni de O.
4.
Ajustar el oxígeno utilizando H2O.
5.
Ajustar el hidrógeno utilizando H+ (ajuste en medio ácido).
6.
Ajustar la carga utilizando e-.
7.
Sumar las semirreacciones para eliminar los electrones.
8.
Añadir contraiones si son necesarios.
-Para
ajustar en medio básico:
1.
Tratar la ecuación como si fuese en medio ácido.
2.
Se añaden a cada lado de la ecuación tantos OH- como H+ haya.
3.
Los OH- y H+ se neutralizan formando H2O.
4.
Eliminar el H2O en exceso.
5.
Reacciones de precipitación
Los
iones solubles se pueden combinar para formar un compuesto insoluble,
que precipita.
Ag+
(aq) + Cl- (aq) AgCl(s)
Cuando
dos compuestos iónicos forman un precipitado sólido, se produce un
intercambio de iones.
Ej.
KBr (aq) + AgNO3 (aq)
Se
forman compuestos de coordinación: un anión o catión
poliatómico compuesto por un ion metálico central y ligandos.
AgCl(s) +
2 NH3(aq) [Ag(NH3)2]+ (aq) + Cl- (aq)
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