Química · 2º de Bachillerato — Prof. Jorge Rojo Carrascosa · Material de teoría con ejemplos resueltos
Una reacción química es un proceso por el cual unas sustancias iniciales se transforman en otras finales. Las sustancias de partida se denominan reactivos y las que se forman, productos. Por tanto, una reacción química se puede ver como un proceso en el que se recombinan una serie de átomos para formar moléculas nuevas, es decir, se produce una ruptura de enlaces en los reactivos para formar otros nuevos en los productos; este proceso da lugar a un intercambio energético con el exterior.
La teoría de colisiones, propuesta por Trautz y Lewis en 1918, afirma que para que ocurra un cambio químico es necesario que los reactivos colisionen. Sin embargo, no todas las colisiones son eficaces: para que un choque sea eficaz deben cumplirse dos condiciones básicas:
Ambas condiciones son indispensables para que tenga lugar la reacción química. La tasa de reacción aumentará con el aumento de la temperatura porque una mayor fracción de las colisiones sobrepasará la energía de activación. Los choques que no cumplen estas condiciones y, por tanto, no dan lugar a la reacción, se denominan choques ineficaces.
Esta teoría fue posteriormente complementada con la teoría del estado de transición. Según ésta, en un choque eficaz se detecta la presencia de una especie intermedia muy inestable denominada complejo activado. En él se están debilitando unos enlaces y se están formando otros nuevos.
Por ejemplo, en la reacción:
se produce la ruptura de los enlaces H−H e I−I para formar la molécula de yoduro de hidrógeno H−I, siempre y cuando la energía y el choque de los reactivos sean los adecuados. De los cuatro choques posibles entre una molécula de I2 y una de H2, solo el que presenta una orientación frontal adecuada (con energía suficiente) resulta eficaz; los demás son ineficaces por su mala orientación.
Este epígrafe es la base conceptual de todo lo que sigue: una reacción solo avanza si los choques entre partículas superan la energía de activación y tienen la orientación adecuada. No requiere cálculo numérico.
Una reacción química se representa mediante una ecuación química. En ésta se ponen a la izquierda los reactivos y a la derecha los productos, y en medio se coloca una flecha que indica el sentido de la reacción. Todas las sustancias deben expresarse con sus correspondientes fórmulas moleculares. Si hay varias sustancias iniciales o finales, se separan con el símbolo de la suma (+).
En la reacción química también hay que indicar el estado de agregación de las sustancias que intervienen en ella; esto se hace colocando detrás de cada sustancia las letras entre paréntesis:
| Símbolo | Estado |
|---|---|
| (s) | sólido |
| (l) | líquido |
| (g) | gas |
| (aq) | disolución |
Por último, la reacción química debe estar ajustada, esto es, debe tener el mismo número de átomos de un elemento en reactivos y productos. Esto se indica colocando números enteros o fraccionarios delante de las fórmulas de las sustancias; estos números se conocen como coeficientes estequiométricos. Estos coeficientes pueden significar moléculas, moles o volúmenes (si estamos en una reacción química entre gases).
Muchas veces se pone el símbolo Δ encima de la flecha de la reacción química para indicar que para llevar a cabo la reacción es necesario calor; otras veces, para indicar esto mismo, se pone en el lado de los reactivos la letra Q; si ocurre el proceso contrario, esto es, se desprende calor, se coloca la Q en el lado de productos.
Si la reacción química es irreversible, la flecha que separa las sustancias reaccionantes de las sustancias producto es única y con el sentido hacia los productos. Sin embargo, si la reacción química da lugar a un equilibrio (es decir, la reacción química es reversible), la flecha pasa a ser doble: la de arriba dirigida hacia los productos y la de abajo con el sentido hacia los reactivos.
La descomposición del clorato de potasio sólido en cloruro de potasio sólido y oxígeno gaseoso se escribe, ya ajustada:
El coeficiente 3/2 delante del O2 es un coeficiente estequiométrico: indica que por cada mol de KClO3 que se descompone se obtiene 1,5 mol de O2.
El ajuste de la reacción química nos proporciona las cantidades de cada sustancia (moléculas, moles o incluso volúmenes) con las que se relacionan en la reacción. Este ajuste se denomina ajuste estequiométrico, y los cálculos necesarios para conocer todas las cantidades implicadas en la reacción se denominan cálculos estequiométricos. Estos cálculos están basados en las leyes vistas en el tema anterior, así, por ejemplo, podemos citar:
Los pasos a seguir para llevar a buen término los cálculos estequiométricos serían:
A la hora de realizar los cálculos estequiométricos es muy conveniente utilizar factores de conversión. Tener en cuenta, además, posibles rendimientos de las reacciones químicas, riquezas o purezas de reactivos y, por supuesto, las distintas formas de expresar la concentración de cualquier mezcla homogénea o heterogénea.
Los reactivos y productos pueden encontrarse en diferentes estados de agregación: algunos son sólidos, otros líquidos, otros gaseosos, e incluso podemos tener sustancias que forman parte de una disolución. Esto genera una gran cantidad de combinaciones que podemos resumir en los siguientes apartados:
Para conocer la masa de un producto o reactivo sabiendo la masa del otro, hay que conocer la relación molar entre las sustancias, dada por la ecuación química ajustada.
Enunciado: El monóxido de nitrógeno reacciona con oxígeno para producir dióxido de nitrógeno. Pesos atómicos: O = 16 g/mol, N = 14 g/mol.
a) Escribe la reacción y ajústala. b) Calcula los moles de reactivos necesarios para producir 80 gramos de dióxido de nitrógeno. c) ¿Qué cantidad de dióxido de nitrógeno se forma a partir de 50 g de monóxido de nitrógeno si el rendimiento de la reacción es de un 80 %?
Resolución:
a) Reacción ajustada (por tanteo): NO + ½ O2 → NO2
b) n(NO2) = 80 / 46 = 1,74 mol
moles NO = 1,74 mol NO2 · (1 mol NO / 1 mol NO2) = 1,74 mol → 1,74 · 30 = 52,2 g de NO
moles O2 = 1,74 mol NO2 · (½ mol O2 / 1 mol NO2) = 0,87 mol → 0,87 · 32 = 27,84 g de O2
c) 50 g NO · (1 mol NO/30 g NO) · (1 mol NO2/1 mol NO) · (80/100) · (46 g NO2/1 mol NO2) = 61,3 g de NO2 (teniendo en cuenta el rendimiento del 80 %)
Cuando tenemos sustancias gaseosas y queremos hallar su volumen, procedemos de forma similar al caso masa-masa: utilizamos la relación molar entre ambas y, posteriormente, hacemos uso de la ley de los gases ideales (o directamente de la ley de Gay-Lussac, si ambos volúmenes se miden en las mismas condiciones de P y T, pues entonces los volúmenes guardan la misma relación que los coeficientes estequiométricos).
Ver un ejemplo de aplicación de esta relación volumen–volumen entre las pestaña «Relación de problemas» del documento de ejercicios resueltos (problema 2 de Regina Mundi: combustión de hidrógeno y volumen de aire necesario).
Las combinaciones entre cantidad de materia y volumen de una sustancia gaseosa vienen relacionadas por medio de la ecuación de los gases ideales. Por tanto, podríamos hallar primero la relación en moles de las sustancias y, posteriormente, hallar el volumen de la sustancia gaseosa con la ley de Clapeyron.
Enunciado: Escribe y ajusta la reacción química correspondiente a la combustión del alcohol etílico CH3−CH2OH, en estado líquido, produciendo dióxido de carbono gaseoso y vapor de agua. ¿Qué volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, se necesita para la combustión completa de 20 g de alcohol?
Resolución: Reacción ajustada: CH3−CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O (condiciones normales: 1 atm y 273 K)
20 g CH3−CH2OH · (1 mol/46 g) · (3 mol O2/1 mol alcohol) = 1,3 mol O2
V = nRT/P = (1,3 · 0,082 · 273)/1 = 29,2 litros de O2
En la industria o el laboratorio, las cantidades de reactivos utilizados experimentalmente no son estequiométricas. Esto implica que la reacción finaliza cuando uno de los reactivos se consume. Se denomina reactivo limitante al que se consume en su totalidad, y reactivo en exceso al que sólo se consume parcialmente. Una vez encontrado cuál es el reactivo limitante, realizaremos con él todos los cálculos estequiométricos.
Enunciado: Una mezcla de 10 g de hidrógeno y 10 g de oxígeno da lugar a agua. Pesos atómicos: O = 16 g/mol, H = 1 g/mol. a) Ajusta la reacción química. b) ¿Cuál es el reactivo limitante? c) ¿Cuánta cantidad sobra del reactivo en exceso? d) ¿Cuántos gramos de agua se forman?
Resolución:
a) Ajuste algebraico: a H2 + b O2 → c H2O, con H: 2a = 2c; O: 2b = c. Tomando a = 1 → c = 1, b = ½. Reacción: H2 + ½ O2 → H2O
b) 10 g H2·(1 mol/2 g)·(½ mol O2/1 mol H2)·(32 g/1 mol) = 80 g O2 necesarios, pero solo hay 10 g disponibles → el O2 es el reactivo limitante (comprobación por el segundo método: 10 g H2 producirían 90 g H2O, mientras que 10 g O2 producen solo 11,25 g H2O, la menor cantidad, confirmando que el O2 limita la reacción).
c) H2 que reacciona realmente: 10 g O2·(1 mol/32 g)·(1 mol H2/½ mol O2)·(2 g/1 mol) = 1,25 g H2 → sobran 10 − 1,25 = 8,75 g de H2
d) 10 g O2·(1 mol/32 g)·(1 mol H2O/½ mol O2)·(18 g/1 mol) = 11,25 g de H2O
Cuando un reactivo o producto forma parte de una disolución, hay que tener en cuenta las concentraciones de las disoluciones que intervienen para calcular la cantidad de reactivo presente. Hay que conocer las diferentes formas de poder expresar la concentración de una disolución para hallar la cantidad de moles de soluto.
Enunciado: El ácido sulfúrico reacciona con el cinc obteniéndose sulfato de cinc e hidrógeno. ¿Cuántos gramos de cinc reaccionan con 200 cm³ de disolución 0,2 M de ácido sulfúrico?
Resolución: Reacción ajustada: H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
De la molaridad de la disolución hallamos los moles de ácido que reaccionan, y de ahí los gramos de cinc necesarios:
0,2 l H2SO4 · (0,2 mol H2SO4/1 l) · (1 mol Zn/1 mol ácido) · (65,4 g Zn/1 mol Zn) = 2,616 g de Zn
Otras veces los reactivos utilizados no son puros, es decir, se encuentran formando parte de una mezcla homogénea o heterogénea, y hay que conocer en qué cantidad se encuentra este reactivo. La pureza del reactivo se da mediante un tanto por ciento:
Ver un ejemplo de cálculo de pureza en la pestaña «Relación de problemas» del documento de ejercicios (problema 14 de Regina Mundi: descomposición de un carbonato de calcio impuro).
En general, en una reacción química se obtienen menos cantidades de productos de los que teóricamente deberían producirse. Esto es consecuencia de posibles reacciones secundarias, condiciones no óptimas o, simplemente, razones energéticas. Definimos entonces el rendimiento de una reacción química mediante un tanto por ciento cuya expresión es:
Este concepto ya se ha aplicado en el apartado c) del ejemplo resuelto de 3.1 (masa–masa), donde el rendimiento del 80 % reduce la cantidad teórica de NO2 obtenida.
Como hemos visto, en las reacciones químicas se producen rupturas y formación de enlaces que dan lugar a nuevas sustancias. Debido a estas reorganizaciones intermoleculares, las reacciones químicas siempre van acompañadas de un intercambio energético con el entorno. Así, cuando una reacción química cede calor al entorno se habla de reacciones exotérmicas, y cuando absorbe calor del medio, de reacciones endotérmicas.
El calor absorbido o cedido en una reacción química se denomina calor de reacción, Qreacción, y se expresa matemáticamente como Qreacción = Eproductos − Ereactivos.
En una reacción endotérmica los productos tienen más energía que los reactivos, y en una exotérmica los productos tienen menos energía que los reactivos. Cuanto más fuerte y estable es un compuesto, mayor energía se necesitará para romper o debilitar sus enlaces.
Además de por su intercambio energético con el exterior, las reacciones químicas se pueden clasificar en tres/cuatro grandes grupos:
En estas reacciones se combinan dos o más elementos para formar un compuesto determinado.
Son aquellas en las que un compuesto se descompone en los elementos que lo forman.
Ver un ejemplo resuelto de descomposición (con cálculo de pureza) en la pestaña «Relación de problemas» del documento de ejercicios (problema 14 de Regina Mundi).
En éstas, un elemento que forma parte de un compuesto es sustituido por otro.
Para finalizar, existen dos grandes modelos que pertenecen a este último grupo y que dan cuenta del nivel de desarrollo industrial de un país. Desde el punto de vista químico, hacen referencia a los cambios en los estados de oxidación de los elementos que entran en la sustitución o doble sustitución.
En éstas no existen cambios en los estados de oxidación de los elementos. Se produce entre un tipo de sustancias denominadas ácidos y otras denominadas bases. Según la teoría iónica de Arrhenius, los ácidos son aquellas sustancias que ceden H+ en disolución acuosa, y las bases son las que ceden OH−.
El grado de acidez o basicidad de una disolución se mide utilizando el concepto de pH. Así, un pH < 7 se llama ácido, pH = 7 sería neutro y pH > 7 daría lugar a una disolución básica. Las reacciones de neutralización son aquellas que se dan entre un ácido y una base para dar una sal más agua:
Para conocer el viraje de una disolución de un medio a otro se utilizan compuestos denominados indicadores, que cambian de color según estén en medio ácido o básico. Si se quiere conocer el pH exacto de una disolución, se hace uso del papel indicador.
Ver un ejemplo resuelto de reacción ácido-base (neutralización de un carbonato) en la pestaña «Relación de problemas» del documento de ejercicios (problema 13 de Regina Mundi).
Estas reacciones sí dan lugar a cambios en los estados de oxidación de los elementos. En un primer momento se creía que la oxidación se producía cuando una sustancia ganaba átomos de oxígeno, y la reducción, cuando los perdía. Más adelante, cuando empezaron a observarse este tipo de reacciones en ausencia de oxígeno, se vio que la causa era la pérdida o ganancia de electrones, oxidación y reducción respectivamente. Debido a esta paridad, ambos fenómenos ocurren a la vez en este tipo de reacciones químicas, de ahí que se denominen reacciones redox.
Las reacciones de combustión son reacciones redox en las que se produce una oxidación rápida de alguna sustancia.
Ver un ejemplo resuelto de combustión (redox) en la pestaña «Relación de problemas» del documento de ejercicios (problema 3 de Regina Mundi: combustión de octano con reactivo limitante).
| Concepto | Fórmula |
|---|---|
| Moles a partir de la masa | n = m / M |
| Ley de los gases ideales (Clapeyron) | P·V = n·R·T (R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹) |
| Volumen molar en c.n. (1 atm, 273 K) | 1 mol de gas (c.n.) = 22,4 l |
| Ley de Dalton (presión parcial) | P = PA + PB + … Pi = xi · P |
| Molaridad | M = nsoluto / Vdisolución (l) |
| Pureza o riqueza | pureza (%) = (masa pura / masa total) · 100 |
| Rendimiento de una reacción | rendimiento (%) = (masa obtenida / masa teórica) · 100 |
| Calor de reacción | Qreacción = Eproductos − Ereactivos |
| pH (acidez / basicidad) | pH < 7 ácido · pH = 7 neutro · pH > 7 básico |
| Magnitud | Símbolo | Unidad SI | Unidad práctica habitual |
|---|---|---|---|
| Masa | m | kg | g |
| Cantidad de sustancia | n | mol | mol |
| Masa molar | M | kg/mol | g/mol |
| Volumen | V | m³ | l (dm³), cm³ (ml) |
| Presión | P | Pa | atm, mmHg (torr) |
| Temperatura | T | K | K (siempre en los cálculos con gases) |
| Constante de los gases ideales | R | J·mol⁻¹·K⁻¹ | 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹ |
| Densidad | d, ρ | kg/m³ | g/cm³, g/ml |
| Concentración molar | M | mol/m³ | mol/l |
| Fracción molar | x | adimensional | adimensional |
| Energía / calor | Q, E | J | J, kJ |
| Tiempo | t | s | s, min, h |
Recuerda: en la ecuación de los gases ideales (P·V = n·R·T) con R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹, la presión debe expresarse en atmósferas, el volumen en litros y la temperatura siempre en kelvin (K = ºC + 273).