AVENTURATE EN LA QUIMICA. : BLOQUE I: REACCIONES QUIMICAS

1.1 SÍMBOLOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Reacción Química.

Una reacción química consiste en el cambio de una o más sustancias en otra(s). Los reactantes son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan de la transformación.

Ecuación Química.

Una ecuación química es la representación escrita, abreviada y simbólica de una reacción química. Además, nos proporciona un medio de mostrar un cambio químico los reactivos y los productos, su composición atómica y la relación molecular donde intervienen.

Para representar una reacción química de buena manera se utilizan los siguientes símbolos:

Cómo leer una ecuación química

Que quedaría así:

2 moles de gas hidrógeno reaccionan con un mol de gas oxígeno para producir 2 moles de gas de óxido de magnesio.

1.2 TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las reacciones químicas pueden clasificarse de manera sencilla:

1.2.1 SÍNTESIS O ADICIÓN

Consiste en que dos o más reactantes forman un solo producto. En este tipo de reacciones generalmente se libera calor, es decir que son exotérmicas. Es típica en la formación de un compuesto por combinación directa de sus elementos (síntesis).

1.2.2 DESCOMPOSICIÓN O ANÁLISIS

Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.

1.2.3 REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE

En una reacción de simple desplazamiento un elemento reacciona con un compuesto y toma el lugar de uno de los elementos del compuesto, produciendo un elemento distinto y un compuesto también diferente. La fórmula general de esta ecuación es:

Si A es un metal, remplaza a B para formar AC, siempre y cuando A sea más reactivo que B. Si A es un halógeno, reemplaza a C para formar BA, siempre y cuando A sea un halógeno más reactivo que C.

En una serie de actividad, los átomos de cualquier elemento de ella remplazan a los de los elementos que están más abajo.

Una de las reacciones químicas comunes es el desplazamiento del hidrógeno del agua o de los ácidos. Esta reacción es un buen ejemplo de la reactividad de los metales y del uso de la serie de actividades. Así:

El K, el Ca y el Na desplazan al hidrógeno del agua fría, vapor y ácidos.

El Mg, el Al, el Zn y el Fe desplazan al hidrógeno del vapor y los ácidos.

1.2.4 REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO

También llamada de doble descomposición o metátesis, es una reacción entre dos compuestos que generalmente están cada uno en solución acuosa. Consiste en que dos elementos que se encuentran en compuestos diferentes intercambian posiciones, formando dos nuevos compuestos. Estas reacciones químicas no presentan cambios en el número de oxidación o carga relativa de los elementos, por lo cual también se le denominan reacciones NO – REDOX.

Esquema General:

Ejemplos:

En reacciones de precipitación se producen sustancias parcialmente solubles o insolubles, los cuales van al fondo del recipiente donde se realiza la reacción química. Los precipitados por lo general presentan colores típicos, razón por la cual son usados en química analítica para reconocimiento de elementos y compuestos.

1.2.4.1 REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Las reacciones de neutralización, son las reacciones entre un ácido y una base, con el fin de determinar la concentración de las distintas sustancias en la disolución.
Tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciendo sal y agua. Sólo hay un único caso donde no se forma agua en la reacción, se trata de la combinación de óxido de un no metal, con un óxido de un metal.

Ácido + base → sal + agua

Por ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Las soluciones acuosas son buenas conductoras de la energía eléctrica, debido a los electrolitos, que son los iones positivos y negativos de los compuestos que se encuentran presentes en la solución.

1.2.5 REACCIÓN DE COMBUSTIÓN

La reacción de combustión puede llevarse a cabo directamente con el oxígeno o bien con una mezcla de sustancias que contengan oxígeno, llamada comburente, siendo el aire atmosférico el comburente más habitual.

La reacción del combustible con el oxígeno origina sustancias gaseosas entre las cuales las más comunes son CO2 y H2O. Es importante destacar que el combustible sólo reacciona con el oxígeno y no con el nitrógeno, el otro componente del aire. Por lo tanto el nitrógeno del aire pasará íntegramente a los productos de combustión sin reaccionar.

Entre las sustancias más comunes que se pueden encontrar en los productos o humos de la reacción se encuentran:

CO2: Dióxido de carbono.

H2O: Vapor de agua.

N2: Nitrógeno gaseoso.

O2: Oxígeno gaseoso.

CO: Monóxido de carbono.

H2: Hidrógeno gaseoso.

1.3 BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

1.3.1 BALANCEO POR EL MÉTODO DE TANTEO

De esta manera se puede realizar una inspección de cuantos átomos se encuentran en un lado y cuantos hacen falta para que haya una igualdad al otro lado de la ecuación Para balancear una ecuación en todos los métodos es utilizando el coeficientes.

Ejemplo:

Al + Cl2 –> AlCl3

· En los reactivos hay dos cloros y en los productos se encuentran tres cloros, por lo tanto hay un cloro adicional en los productos para arreglar esto se hace lo siguiente:

Al + Cl2 –> 2AlCl3

· El dos que se encontraba como subíndice del cloro se pone como coeficiente estequiométrico en el producto. Pero ahora hay seis átomos de cloro (2×3) y dos átomos de aluminio, este problema se resuelve así:

2Al + 3Cl2 –> 2AlCl3

· Ahora sí se encuentra balancea la ecuación, porque en los reactivos hay dos átomos de aluminio y seis átomos de cloro. Y en el producto hay dos átomos de aluminio y seis de cloro.

CO2+KOH –> K2CO3+H2O

· Como en los productos hay dos átomos de potasio se tendrá que colocar un dos en los reactivos:

CO2+2KOH –> K2CO3+H2O

· La ecuación ya se encuentra balanceada. En los reactivos hay dos átomos de potasio en los productos también. Hay dos átomos de hidrógeno en los reactivos y en los productos también. Hay un átomo de carbón en los reactivos y en los productos también. Y por último, hay cuatro átomos de oxígeno en los reactivos (se suman) y en los productos también (se suman)

1.3.2 BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO/MATEMÁTICO

1. Se siguen los siguientes pasos:

2. Escribir sobre cada molécula una literal, siguiendo el orden alfabético.

3. Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción

4. A la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el número de veces que el elemento se encentra en cada molécula identificada por letra.

5. Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en más de una molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una molécula

6. Se cambia la flecha por un signo igual =

7. Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de uno

8. Los valores de las letras se obtienen por operaciones algebraicas.

Ejemplo:

· Balancear la siguiente ecuación:

· Aplicamos el segundo paso:

· Continuamos con el tercer paso:

Ca: (Ca está en "a" del primer miembro y en "c" en el segundo por lo tanto) a=c

C: (C está 2 veces en "a" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2a = 2d

O: (O está en "b" y 2 veces en "c" por lo tanto) b = 2c

H: (H está 2 veces en "b", 2 en "c" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2b = 2c + 2d

· Le asignaremos el valor de "1" a C

1.3.3 MÉTODO REDOX

· Escribir la ecuación química:

MnO2+HCl –> MnCl2+H2O+Cl2

· Asignar el número de oxidación a cada elemento:

Mn+4O2-2+ H+1Cl-1 –> Mn+2Cl2-1+H2+1O-2+ Cl20

ü Se escriben los elementos que cambian su estado de oxidación:

Mn+4 ——->Mn+2

Cl-1 ———> Cl20

· El manganeso por tener un estado de oxidación menor a que tenía antes se deduce que se redujo dos electrones (ganó dos electrones) y el cloro como aumento su estado de oxidación se deduce que se oxidó (perdida de electrones).

· Se realiza el balance de masas, como el cloro en el lado derecho de la flecha tiene subíndice dos, lo que indica que hay dos átomos de cloro, por lo que en los reactivos tiene que haber también dos átomos de este:

Mn+4 ——->Mn+2

2Cl-1 ———> Cl20

· Se señala el número de electrones ganados y perdidos, en la semirreacción del cloro se coloca dos electrones porque el único electrón que se perdía se multiplica por el dos:

Mn+4-2e ——->Mn+2

2Cl-1+2e———> Cl20

· Como el número de electrones perdidos es igual al número de electrones ganados no es necesario multiplicar en cruz.

· Se suman las semirreacciones:

Mn+4-2e ——->Mn+2

2Cl-1+2e———> Cl20

· Se traslada esto a la ecuación original, los coeficientes que tengan se ponen donde el elemento se encontraba:

MnO2+2HCl —> MnCl2+H2O+Cl2

· Se procede a verificar por tanteo:

· Como en los productos hay cuatro cloros se cambia el dos por un cuatro. Pero entonces habría más hidrógenos en los reactivos, se soluciona poniendo un dos en el agua.

MnO2+4HCl —> MnCl2+2H2O+Cl2

1.4 VELOCIDAD DE REACCIÓN

Para que se lleve a cabo la velocidad de reacción existen 3 condiciones:

1.- COLISION: Se basa en la idea de que para que una reacción pueda tener lugar, las moléculas de las sustancias deben chocar previamente entre sí.

Para que las colisiones sean efectivas hay dos aspectos importantes que deben cumplirse:

Las moléculas, átomos, iones,... de las especies reaccionantes deben tener una energía mínima necesaria (energía de activación).

2.- ORIENTACION: Los reactivos deben alinearse de manera adecuada para romper y formar enlaces.

3.- ENERGIA: La colisión debe proporcionar la energía de activación.

1.4.1 FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION

Existen varios factores que afectan la velocidad de reacción entre los cuales se encuentran:

NATURALEZA QUÍMICA: Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación.

CONCENTRACIÓN: Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, “cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en que participan”, ya que al haber más partículas en el mismo espacio, aumentara el número de colisiones.

TEMPERATURA: “Al aumentar la temperatura también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas” y por tanto aumentara el número de colisiones y la violencia de estas Se dice que de cada 10°C de temperatura la velocidad se duplica.

PRESION: Al incrementarse la presencia de reactivos, la presión también aumenta y por lo tanto el número de choques en mayor y la velocidad incrementa.

TAMAÑO DE PARTICULA: “A menor tamaño de partícula mayor velocidad de reacción”.

CATALIZADORES: Son sustancias que aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse.

En ningún caso el catalizador provoca la reacción química, no varía su calor de reacción.

Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos.

Cada catalizador sirve para determinadas reacciones.

El catalizador se puede recuperar al final de la reacción.

LA VELOCIDAD DE REACCION AUMENTA SI:

1.- Se aumenta la temperatura.

2.- La concentración de una disolución reactiva se incrementa.

3.- La presión de un gas de reacción se incrementa.

4.- Los reactivos solidos de fragmentan en pedazos más pequeños.

5.- Se utiliza un catalizador.

1.5 APLICACIONES

1.5.1 BIOLOGICAS: FOTOSINTESIS Y RESPIRACION

1.5.2 AMBIENTALES: LLUVIA ACIDA Y EFECTOS EN EL SUELO

Midiendo el grado de acidez del agua de lluvia en zonas de elevada concentración de ciertos contaminantes, se ha visto que su pH es mucho más bajo al pH natural de 5.5, de hecho algunas lluvias llegan a tener pH del orden de 4.2 - 4.3, que indica un grado de acidez muy alto, lo que se conoce como "lluvia ácida". Ocurre como consecuencia del arrastre de diversas sustancias, componentes naturales del aire, partículas sólidas, y debido principalmente a la disolución del dióxido de carbono en el agua de lluvia.

DAÑOS QUE GENERA LA LLUVIA ACIDA EN EL SUELO:

· Aumento de la acidez de los suelos, que implica cambios en la composición de los mismos, generándose la lixiviación de nutrientes importantes para las plantas, como el calcio, y moviéndose metales tóxicos, tales como el cadmio, níquel, manganeso, plomo, mercurio, que de este modo se introducen también en las corrientes de agua.

· La vegetación expuesta directamente a la lluvia ácida sufre además de las consecuencias del deterioro del suelo, un daño directo que llega a ocasionar incluso la muerte de muchas especies.

· El patrimonio construido con piedra caliza sufre también daños, debido a la reacción química que se conoce como mal de la piedra, mediante la cual esta se transforma en yeso (CaCO3 (piedra caliza) + H2SO4 (lluvia ácida) à CaSO4 (yeso) + CO2 + H2O), que es disuelto por el agua con mayor facilidad, y además, al tener mayor volumen actúa como una cuña provocando el desmoronamiento de la piedra.

1.5.3 TECNOLÓGICAS: FABRICACION DE ACIDO SULFURICO Y DE FERTILIZANTES. OBTENCION DE CLORO Y YODO

FABRICACIÓN DE ÁCIDO SULFÚRICO

El ácido sulfúrico es un líquido viscoso, de densidad 1,83 g/ml, transparente e incoloro cuando se encuentra en estado puro, y de color marrón cuando contiene impurezas. Es un ácido fuerte que, cuando se calienta por encima de 30ºC desprende vapores y por encima de 200ºC emite trióxido de azufre.

Primera etapa: producción de dióxido de azufre, SO₂

En general, la producción de SO₂ se puede escribir como:

S(s) + O₂(g) ⇒ SO₂(g)

Sin embargo, esta reacción será válida únicamente si la producción del dióxido de azufre se lleva a cabo a partir de azufre puro sólido. Aunque esta es la situación ideal, por la menor producción de subproductos o presencia de impurezas y el mayor rendimiento. Una fuente usada muy habitualmente es la pirita, mineral dIsulfuro de hierro, FeS₂, que por tostación con exceso de aire produce óxido de hierro (III) y dióxido de azufre en una reacción redox.

4FeS₂(s) + 11O₂(g) ⇒ 2Fe₂O₃(s) + 8SO₂(g)

Trabajar con exceso de aire hará que el SO₂ producido esté ya mezclado con oxígeno en la corriente de salida hacia la siguiente etapa, lo cual será necesario para la obtención de SO₃. Una vez obtenido el dióxido de azufre y antes de entrar en el reactor, se debe purificar. Purificado pasará al reactor para la producción de SO₃.

Segunda etapa: producción de trióxido de azufre, SO₃, a partir de SO₂

La producción de trióxido de azufre a partir de la reacción del dióxido de azufre con el oxígeno es una reacción exotérmica y reversible. Podemos escribir su ecuación termoquímica como:

2SO₂(g) + O₂(g) ⇔ 2SO₃(g) ΔH = -196kJ·mol^-1

La reacción se lleva a cabo en presencia de un catalizador sólido, que puede ser platino o pentaóxido de vanadio, V₂O₅, aunque este último es más habitual porque es menos susceptible de envenenamiento y desgaste que el platino. La actuación del catalizador es óptima entre 400 y 450ºC, y es por este motivo que se emplean estas temperaturas, a pesar de que una disminución de la temperatura favorecería la reacción termodinámicamente pero afectaría negativamente a la cinética de reacción, como se explicará con mayor detenimiento en un apartado posterior.

Tercera etapa: Conversión del SO₃ en ácido sulfúrico

La conversión del SO₃ en ácido sulfúrico no se puede llevar a cabo por simple reacción del trióxido de azufre con agua. Porque la reacción SO₃ + H₂O ⇒ H₂SO₄ es incontrolable y crea una niebla de ácido sulfúrico y de trióxido de azufre que afecta negativamente al proceso. Por ello, en lugar de esto, lo que se hace primero es disolver el trióxido de azufre en ácido sulfúrico concentrado.
H₂SO₄(l) + SO₃(g) ⇒ H₂S₂O₇(l)

Aunque una disminución de la temperatura favorecerá el desplazamiento del equilibrio hacia la producción de SO₃, por ser la reacción exotérmica. Sin embargo, las condiciones empleadas en el reactor son de 400 a 450ºC, lo cual no parece una temperatura muy baja.

El catalizador no afectará a la posición del equilibrio, sino únicamente a la velocidad de reacción (en ambos sentidos). En ausencia de catalizador la reacción es tan lenta que prácticamente no transcurre de forma apreciable.

OBTENCION DE CLORO

El cloro es un elemento químico del grupo de los halógenos. En la naturaleza se encuentra normalmente en forma de gas formando moléculas divalentes de cloro

Proceso de electrólisis

El proceso de generación electrolítica de cloro se basa en términos generales, en la electrólisis de una disolución de cloruro sódico o sal común en agua. El corazón del generador es una célula de electrólisis que contiene dos electrodos: el ánodo + y el cátodo -. En esta célula se introduce una solución de cloruro sódico, que se obtiene simplemente disolviendo sal en agua. Los iones que se hallan presentes son: - Procedentes de la sal, NaCl ↔ Na+ + Cl- .Procedentes del agua, el hidrogenión :

H2O ↔ H+ + OH-

Después se hace pasar una corriente continua a través de los electrodos. En estas condiciones: En el electrodo positivo, los iones cloruro ceden un electrón y se transforman en cloro:

2 Cl- ↔ Cl2 + 2 e- cloruro ↔ cloro + electrón

En el agua queda el sodio restante. - En el electrodo negativo, el hidrogenión capta un electrón y se transforma en hidrógeno (H2):

2 H+ + 2 e- ↔ H2 hidrogenión + electrón ↔ hidrógeno

En el agua quedan los iones hidroxilo (OH- ) restantes. Los iones sodio e hidroxilo restantes se unen para formar hidróxido sódico (NaOH), que queda en solución junto con el resto de la salmuera no utilizada en el proceso de electrólisis:

Na + OH ↔ NaOH ión sodio + ión hidroxilo ↔ hidróxido sódico

En presencia de hidróxido sódico (NaOH), el cloro formado en el ánodo no puede extraerse de la célula ya que reacciona inmediatamente para formar hipoclorito sódico (NaOCl) y cloruro sódico (NaCl):

Cl2 + 2 NaOH ↔ NaOCl + NaCl + H2O cloro (gas) + hidróxido sódico ↔ hipoclorito sódico + + cloruro sódico + agua

Finalmente, se obtiene una mezcla de: Hipoclorito sódico de baja concentración, aproximadamente al 0,8%.

OBTENCIÓN DE YODO

Yodo: Es un sólido cristalino a temperatura ambiente, de color negro azulado y brillante, que sublima dando un vapor violeta muy denso.

El proceso de tratamiento de tortas de ripios, es la extracción del material para ser sometido a molienda, lixiviación con agua y el producto obtenido es filtrado, esta solución es enviada a canchas de evaporación solar y otra a reducción y cortadura del yodo. El producto obtenido de la reducción del filtrado y fundido para luego comercializarlo como yodo crudo (99.5%)

• El yodo también se puede obtener a partir de los yoduros, presentes en el agua de mar y en algas, o en forma de yodatos. También se puede obtener mediante reacción química del yodato de calcio con dióxido de azufre.

• En el caso de partir de yodatos, una parte de éstos se reducen a yoduros, y los yoduros obtenidos se hacen reaccionar con el resto de yodatos, obteniéndose yodo:

IO3 - + 5I- + 6H2 + → 3I2 + 3H2O

• Cuando se parte de yoduros, estos se oxidan con cloro y el yodo obtenido se separa mediante filtración. Se puede purificar reduciéndolo y haciéndolo oxidarse con cloro.

2I- + Cl2 → I2 + 2Cl-

• El yodo se puede preparar de forma ultrapura haciendo reaccionar yoduro de potasio, KI, con sulfato de cobre, CuSO4 Carbonato.

1.5.4 COTIDIANAS: HIDROXIDOS COMO ANTIACIDOS, PINTURAS, COMBUSTION DE GAS DOMESTICO

ANTIACIDOS

Nuestro estómago secreta de manera natural ácido clorhídrico (HCl). Para combatir la acidez estomacal se deben utilizar sustancias de carácter básico, ya que estas reaccionan con el ácido para formar sal y agua, dando lugar a una acción de neutralización. Estas sustancias se conocen como ANTIÁCIDOS. Un antiácido es una sustancia, generalmente llamada base, que actúa en contra de la acidez estomacal. En otras palabras, el antiácido alcaliniza el estómago aumentando el pH. Los antiácidos son bases débiles, por lo que desarrollan básicamente un mecanismo de reacciones de neutralización al reaccionar con el ácido estomacal y formar agua y una sal, es decir, ellos hacen de tampón químico de los ácidos gástricos que aumentan el valor del pH en el estómago, o lo que es lo mismo reducen la acidez en el estómago.

COMBUSTION DE GAS DOMESTICO

Para que ocurra una reacción de combustión es indispensable la presencia de oxígeno O2. Sin oxígeno no puede haber combustión.

Combustión del gas L.P.

El gas L.P. es el gas doméstico que se distribuye en tanques cilíndricos.

Hay dos interpretaciones de las siglas L.P.: licuado de petróleo o licuado a presión. Ambas opciones son válidas, ya que este gas se obtiene del petróleo y además se licúa sometiéndolo a una presión muy alta dentro del tanque de almacenamiento. Cuando se abre la llave del tanque, la presión disminuye y el líquido, al salir, vuelve al estado gaseoso.

El gas L.P. es una mezcla de varios hidrocarburos, principalmente butano C4H10. Cuando el gas L.P. se quema en las hornillas de la estufa o del “boiler” reacciona con el oxígeno del aire O2, transformándose en dióxido de carbono CO2 y en vapor de agua H2O, generando llamas que aprovechamos para cocinar nuestros alimentos, calentar el agua para bañarnos.

La reacción de combustión del butano se representa con la siguiente ecuación química:

2C4H10 + 13O 8CO2 +10H2O