ANÁLISIS DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Sabemos que en una reacción química se cumple la ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier, según la cual en una reacción cambia la clase de materia pero no su cantidad; por eso los átomos se redistribuyen, pero su número no varía. Esto nos conduce al concepto de ecuación ajustada, es decir, aquella en la que el número de átomos de cada elemento químico es el mismo en ambos miembros de la ecuación.

Una ecuación química ajustada suministra mucha información cualitativa y cuantitativa sobre lo que sucede:

Información cualitativa:

-Informa de la naturaleza de los reactivos y productos que intervienen en la reacción.

-Informa de su estado físico: gas (g), líquido (l), sólido (s); de si alguna sustancia está en disolución acuosa (aq) y de si alguna sustancia gaseosa se desprende (↑) o, por el contrario, si precipita (↓).

Información cuantitativa:

-Informa del número de moléculas de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción.

-Informa de la cantidad de sustancia (mol) de cada una.

-Informa del número de gramos que reaccionan de cada reactivo o producto.

-Informa de los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen, en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Los cálculos realizados para obtener toda la información cuantitativa se denominan cálculos estequiométricos, y la relación que existe entre los reactivos y los productos es la estequiometría de la reacción.

Que a su vez la estequiometría es el estudio de las proporciones referidas a la masa o al volumen de las sustancias reaccionantes.

A modo de ejemplo, vamos a ver una ecuación y que información podemos sacar:

N₂ (g) + 3 H₂ (g) → 2 NH₃ (g)

CADA…	REACCIONA CON…	PARA FORMAR…
Molécula de nitrógeno	3 moléculas de hidrógeno	2 moléculas de amoníaco
Mol de nitrógeno	3 mol de hidrógeno	2 mol de amoníaco
28 g de nitrógeno	6 g de hidrógeno	34 g de amoníaco
1 volumen de nitrógeno	3 volúmenes de hidrógeno	2 volúmenes de amoníaco
22,4 L de nitrógeno (c.n.)	67,2 L de hidrógeno (c.n.)	48,8 L de amoníaco (c.n.)

REACCIONES DE COMBUSTIÓN

Las reacciones de combustión son reacciones de oxidación exotérmicas de gran importancia, por lo que merecen un estudio en detalle.

Así, la combustión es una reacción de oxidación rápida en la que se desprende calor y, frecuentemente, luz.

Fotografía en Web bajo licencia Creative Commons CC0

En las combustiones tenemos que distinguir dos sustancias:

-El combustible, que es la sustancia que arde.

-El comburente, que es la sustancia que mantiene la combustión.

La combustión de los combustibles normales, como el carbono o los hidrocarburos, se realiza en presencia de oxígeno y produce dióxido de carbono, agua y energía. Esta energía liberada da lugar a un aumento de la temperatura que es función de la velocidad del proceso, mayor cuanto mayor sea la superficie del combustible que está en contacto con el oxígeno y cuanto más puro sea el oxígeno utilizado.

La cantidad de calor desprendido al quemarse un mol de sustancia recibe el nombre de calor de combustión. Como las ecuaciones de combustión suelen referirse a un mol de sustancia, el coeficiente del oxígeno puede ser fraccionario.

¿Para qué usamos la combustión?

La utilizamos, mayoritariamente, para obtener energía con fines domésticos, dentro de la cámara de combustión de los motores, calefacciones, iluminación o cocinas.

Los combustibles más empleados son metano, propano, butano, gasolina y otros derivados del petróleo.

Combustión del metano:

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O + q

¿Nosotros realizamos la combustión?

Rotundamente sí, en el metabolismo, que es el conjunto de reacciones que se originan y sirven para que mantengamos las funciones vitales. Los alimentos ingeridos, ricos en hidratos de carbono, se descomponen en glucosa, que pasa desde el intestino a la sangre y de esta a las células, dónde se realizan una serie de reacciones de combustión que se pueden resumir en:

C₆H₁₂O₆ + 9 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O + energía

Temperatura de ignición

Es la que necesita alcanzar una sustancia para arder. En general, los materiales combustibles que son malos conductores térmicos arden con mayor facilidad que los que conducen bien el calor. Esto es debido a que el aire que está acumulado en su interior, y que contiene oxígeno, reacciona muy lentamente con el combustible, emitiendo pequeñas cantidades de calor que aumentan la temperatura hasta que se alcanza la de ignición: en ese momento se produce una combustión espontánea.

A continuación dejo un vídeo de face2fire para indagar más sobre el tema.

REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN

¿Alguna vez te has preguntado qué ocurre cuando dejamos un objeto de hierro a la intemperie y se recubre por una capa negruzca? Decimos que se ha oxidado.

Fotografía de Tama66 en Web bajo licencia Creative Commons CC0

Por otra parte, hay sustancias que contienen oxígeno y que lo pierden por acción de otras que tienden a captarlo. La sustancia que pierde el oxígeno se ha reducido.

Con posterioridad a esto, se descubrió que, sin intervención del oxígeno ni del hidrógeno, se podían producir reacciones similares. Esto indica que los conceptos de oxidación y reducción no están limitados a dos elementos y que hay que buscar otra causa más profunda. Ésta se basa en los electrones intercambiados.

Así, la oxidación es una reacción en la que un cuerpo pierde electrones, y la reducción es una reacción en la que un cuerpo gana electrones.

Por lo tanto, las reacciones de oxidación-reducción son aquellas en las que se transfieren electrones, y en ellas, una sustancia se oxida y otra se reduce; tienen lugar, por tanto, entre un oxidante y un reductor.

Estos términos son algo liosos, vamos a aclararlos: un oxidante es una sustancia que puede oxidar a otra mientras que ella se reduce, y un reductor es una sustancia que puede reducir a otra mientras ella se oxida.

Vamos a ver como ajustamos estas reacciones:

1º Escribimos la ecuación

FeCl₃ + SnCl₂ → FeCl₂ + SnCl₄

2º Se escriben las dos semirreacciones por separado, se multiplica cada una de ellas por el coeficiente necesario para que el número de electrones ganados y perdidos sea el mismo, y se suman ambas:

Semirreacción de reducción:

Fe³⁺ + 1e^- → Fe²⁺

Semirreacción de oxidación:

Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2e^-

Por lo tanto al haber 1e- en la de reducción y 2e- en la de oxidación, hay que multiplicar por 2 la de reducción:

2*(Fe³⁺ + 1e^- → Fe²⁺)

Y las sumamos:

2 Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2 Fe²⁺ + Sn⁴⁺

3º Se completa con el resto de los iones:

2 FeCl₃ + SnCl₂ ↔ 2 FeCl₂ + SnCl₄

En este enlace os dejo varios ejercicios de ajuste de reacciones redox.

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Antes de introducir el concepto, pongamos un ejemplo, si se mezcla una disolución de NaCl con otra de AgNO₃ se observa que, de forma súbita, aparece un precipitado blanco. Ha tenido lugar una reacción de precipitación de donde se ha formado una sal poco soluble:

NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl ↓

La flecha significa que ese compuesto precipita (no se encuentra disuelto y se diferencia claramente). No obstante (vamos a contradecirnos un poco...) , no existen sales completamente insolubles, ya que siempre hay una cantidad, aunque sea pequeña, de sal disuelta que depende de la sustancia de la que se trate. La máxima cantidad de un compuesto que puede disolverse en una determinada cantidad o volumen de disolvente recibe el nombre de solubilidad.

Fotografía de ZooFari en Web bajo licencia Creative Commons (CC0 1.0)

¿Qué es la solubilidad? Es la concentración de una disolución saturada, y se mide en unidades de concentración (g/L, g/ 100mL, mol/L, etc.).

La cantidad de sal disuelta, está disociada en sus iones y por ello existe una reacción reversible entre la sal precipitada y la sal disuelta, que a su vez está disociada:

AgCl ↓ ↔ Ag⁺ + Cl^-

Entonces una sal precipita cuando el producto de las concentraciones de sus iones supera un determinado valor (característico de cada sal, es decir, no es el mismo valor para todas), que se llama producto de solubilidad (Ks).

Veamos esto último con un ejemplo:

El producto de solubilidad (Ks) del AgCl es 1,7 * 10^-10. Si mezclamos una disolución de AgNO₃ 10^-2 M con otra de NaCl 10^-3 M, ¿Precipitará el AgCl?

Sabemos que la sal precipita si [Ag⁺] * [Cl^-] > Ks

Como 10^-2 * 10^-3 = 10^-5 > Ks, el AgCl precipitará.

REACCIONES ÁCIDO-BASE

Los ácidos y las bases son sustancias conocidas hace mucho tiempo porque eran capaces de cambiar el color de ciertos colorantes naturales. En el siglo XVII, el científico inglés Robert Boyle clasificó una serie de sustancias, a las que llamó ácidos y bases, en función de las propiedades que presentaban, y que parecías ser opuestas.

PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS	PROPIEDADES DE LAS BASES
Sabor ácido	Sabor amargo
Reaccionan con los metales y desprenden hidrógeno	Reaccionan con las grasas y forman jabones
Colorean de rojo el papel de tornasol	Colorean de azul el papel de tornasol
Suelen quemar la piel	Suelen quemar la piel
Reaccionan con las bases perdiendo sus propiedades. Esta reacción origina sales.	Reaccionan con los ácidos perdiendo sus propiedades. Esta reacción origina sales.

En 1834, Michael Faraday observó que las disoluciones acuosas de ácidos o bases conducían la corriente eléctrica, lo que indicaba el carácter electrolítico de tales disoluciones, es decir, la existencia de iones en disolución.

A finales de siglo XIX Svante Arrhenius, basándose en el hecho de que los ácidos y las bases demuestran sus propiedades cuando están en disolución acuosa, enunció una teoría sobre ácidos y bases:

Un ácido es una sustancia que en disolución acuosa cede iones H⁺:

HCl (aq) → Cl^- + H⁺

Una base es una sustancia que en disolución acuosa cede iones OH-:

NaOH (aq) → Na+ + OH-

Además cuando reaccionan un ácido y una base dan la correspondiente sal y agua:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Ionización del agua

El agua se encuentra disociada en sus iones según el equilibrio:

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Esta disociación es muy muy pequeña, pero  si la disolución es ácida  contendrá más cantidad de iones H⁺ y si es básica menos.

Concepto de pH

Es el logaritmo decimal, cambiado de signo (-), de la concentración de iones hidrógeno, expresada en molaridad (mol/L).

pH = - log [OH^-]    o   pH = - log [H₃O⁺]

Del mismo modo, el pOH es – log [OH^-], pero apenas se utiliza.

En las disoluciones, SIEMPRE pH + pOH = 14. Por lo tanto:

-En disolución neutra pH = pOH = 7

-En disolución ácida pH < 7

-En disolución básica pOH < 7

Reacciones de neutralización. Volumetría.

Como ya hemos dicho antes, la reacción de un ácido con una base da una sal y agua.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Una volumetría es un método usado en análisis químico que consiste en averiguar la concentración desconocida de un ácido o de una base, conociendo exactamente la concentración de la base o del ácido que lo neutraliza y los volúmenes usados para ello. En las reacciones de neutralización se cumple:

V_ácido * M_ácido * Valencia_ácido = V_base * M_base * Valencia_base

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Dada la gran variedad de reacciones químicas que existen, tanto las que se producen en la naturaleza como las que se realizan en el laboratorio, su clasificación resulta difícil; por ello, vamos a clasificarlas atendiendo a diferentes criterios.

Clasificación según la relación entre reactivos y productos.

• Reacciones de síntesis o combinación. Muy sencillo, dos o más elementos se combinan como el propio nombre indica:  A + B → AB

         Dentro de este tipo, podemos diferenciar:

            -Cuando los elementos en sí, forman el compuesto:

C + O₂ → CO₂

            -Cuando el compuesto se forma a partir de otros compuestos:

CaO + CO₂ → CaCO₃

• Reacciones de sustitución o desplazamiento. También “de lógica”, un elemento desplaza a otro: AB + X → AX + B

         Por ejemplo: Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂

• Reacciones de doble desplazamiento o intercambio. Se cambia un elemento por otro: AB + XY → AX + BY

         Por ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H₂O

• Reacciones de descomposición. Podría entenderse de una forma sencilla como la contraria a la de síntesis o combinación: AB → A + B. Dentro de este tipo encontramos la electrolisis (descomposición de sustancias por medio de la corriente eléctrica) y por calcinación (descomposición de sustancias por medio del calor).

Clasificación según la velocidad de reacción.

Las reacciones químicas NO ocurren todas a la misma velocidad, por lo que podemos clasificarlas en lentas y rápidas y entre ambas velocidades. Hay diversos factores que afectan a la velocidad y los vamos a ver a continuación:

• Naturaleza de los reactivos. Con un ejemplo se entiende fácil, cuando reacciona el hidrógeno (H₂) con el flúor (F₂) lo hacen de forma tan rápida que resulta violenta y explosiva, mientras que cuando reacciona el hidrógeno con el yodo (I₂) es tan lenta que no se aprecian cambios en las sustancias. La razón es la propia naturaleza de los reactivos.

• Concentración. La velocidad aumenta al incrementarse la concentración de reactivos ya que se producen más choques.

• Superficie de contacto entre los reactivos. La velocidad aumenta cuanto mayor es la superficie de contacto, ejemplo: un trozo de mármol se disuelve en un ácido más lentamente que si el mármol se encuentra pulverizado. Así se explica que las reacciones entre gases son más rápidas que entre sólidos.

Fotografía de Ken Marshall en Web. Licencia Creative Commons (CC BY 2.0)

• Temperatura. Por norma general, a medida que aumenta la temperatura, aumenta la velocidad ya que se producen más choques porque se incrementa la energía cinética de las moléculas.

• Catalizadores. Son sustancias que cambian la velocidad, tanto aumentándola como disminuyéndola, estos catalizadores no se pierden pues no forman parte de la reacción.

Clasificación según la energía intercambiada

Para esta clasificación vamos a introducir el concepto energía de reacción, que es la cantidad de energía absorbida o desprendida en una reacción química. La energía asociada a una reacción por lo general es calorífica, eléctrica y luminosa, pero el intercambio se manifiesta como calorífica por eso la energía de reacción también se llama calor de reacción (q).

Según la energía intercambiada, las reacciones se clasifican en dos tipos:

·         Exotérmicas, si al producirse la reacción se desprende energía.

·         Endotérmicas, si al producirse la reacción se absorbe energía.

Clasificación según la partícula intercambiada.

Según la partícula intercambiada tenemos tres tipos:

• Reacciones ácido base. Transfieren protones, H+.

• Reacciones de precipitación. Transfieren iones.

• Reacciones de oxidación-reducción. Transfieren electrones, e-.

AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS

Para ajustar las ecuaciones químicas se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son unos números que se añaden delante de las fórmulas. Los coeficientes elegidos tienen como misión igualar el número de átomos de cada clase a ambos lados de la flecha. Generalmente son números enteros y sencillos, y multiplican a toda la fórmula.

Con excepción de las reacciones de oxidación-reducción (ya hablaremos de ellas), las ecuaciones químicas se pueden ajustar de dos formas: por tanteo o por cálculo matemático de los coeficientes.

Por tanteo:

1º Se escriben las fórmulas de todas las especies químicas que intervienen en la reacción y su estado.

C₂H₆ (g) + O₂ (g)  → CO₂ (g) + H₂O (l)

2º Se multiplican las fórmulas por los coeficientes estequiométricos correspondientes para ajustar la ecuación de masa.

-Carbono: Tenemos dos a la izquierda y uno a la derecha, por lo que ponemos un 2 delante del dióxido de carbono.

C₂H₆ (g) + O₂ (g)  → 2 CO₂ (g) + H₂O (l)

-Hidrógeno: Tenemos seis a la izquierda y dos a la derecha, por lo que ponemos un 3 delante del agua.

C₂H₆ (g) + O₂ (g)  → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (l)

-Oxígeno: Tenemos dos átomos a la izquierda y siete a la derecha, ponemos 7/2 delante del oxígeno molecular.

C₂H₆ (g) + 7/2 O₂ (g)  → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (l)

3º Si se obtienen coeficientes fraccionarios, se multiplica la ecuación por el número correspondiente para que se transforme en enteros.

2 C₂H₆ (g) + 7 O₂ (g)  → 4 CO₂ (g) + 6 H₂O (l)

4º Comprobamos que no se ha modificado ninguna fórmula y que la ecuación está ajustada, es decir, que el número de átomos de cada elemento es el mismo en los reactivos que en los productos.

Por cálculo matemático de los coeficientes:

1º Se escriben las fórmulas de todas las especies químicas que intervienen en la reacción.

C₂H₄ (g) + O₂ (g) → CO₂ (g) + H₂O (l)

2º Se representan los coeficientes estequiométricos a través de letras.

a C₂H₄ (g) + b O₂ (g) → c CO₂ (g) + d H₂O (l)

3º Se iguala el número de átomos de cada elemento mediante una ecuación para cada elemento antes y después de la reacción.

-Carbono 2a = c

-Hidrógeno 4a = 2d

-Oxígeno 2b = 2c + d

4º Se resuelve el sistema de ecuaciones, para lo que se suele asignar el valor 1 a uno de los coeficientes.

En este caso vamos a asignarle el valor 1 al coeficiente “a”:

2 = c             4 = 2d → d = 2           2b = 2*2 + 2 → b = 3

Y la ecuación química queda:

C₂H₄ (g) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 2 H₂O (l)

Aquí os dejo un vídeo de Tutomat.es dónde explica muy bien esta materia.