1

Introducción

¿CÓMO CAMBIAN LOS COMPONENTES DEL MUNDO?

¿Cuándo se acaba uan reacción química?

Figura 1. Fermentación del alcohol

La reacción química, es un proceso en que las sustancias reaccionantes, se convierten a una o más sustancias diferentes, estas se conocen como productos.

Una reacción química reordena los átomos constituyentes de los reactivos para producir diferentes sustancias.

La quema de combustibles, la fundición de hierro, la fabricación de vidrio, cerámica, cerveza, y la elaboración del vino y el queso, son entre muchos, ejemplos de actividades que incorporan las reacciones químicas que se han conocido y utilizado durante miles de años.Fermentación del alcohol1.

Las levaduras presentes en algunos alimentos son hongos unicelulares. En las condiciones adecuadas pueden consumir carbohidratos (los azúcares de la fruta) para producir alcohol etílico. O dicho de otra forma, el azúcar de las uvas se transforma en etanol y además se produce dióxido de carbono. (Figura 1)

Reacciones químicas

Azúcares Levaduras Etanol Dióxido de carbono

1 Tomado de: http://www.thelastq.es/2014_01_01_archive.html

2

___________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

Describe dos ejemplos de reacciones químicas que conoces, nombra los reactivos y los productos.

Actividad 1La estequiometría y el método de Job

Analizar las reacciones químicas en términos de las cantidades iniciales y finales de reactivos y productos.

Objetivos de aprendizaje

La palabra estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán Jeremías B. Richter (figura 2) para designar la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos.

La relación cuantitativa entre los reactivos y los productos se llama estequiometría. El término estequiometría se deriva de dos palabras griegas: stoicheion (que significa “elemento”) y metron (que significa “medida”).

Figura 2. Jeremías B. Richter (1762 – 1807)

3

Para determinar el método de variación continua o de Job, partamos de la figura 3, en la que se utilizan la disolución de un catión y un anión con una misma concentración y que reaccionan en proporción 1:1. La columna superior representa la mezcla en el instante anterior a la reacción y la parte inferior representa la reacción y la formación de precipitado.

Ejemplo de una reacción química

Por ejemplo, una mol de oxígeno reacciona con dos moles de hidrógeno.2 H2 + O2 2 H2OUn mol de carbono reacciona con un mol de oxígeno.C + O2 CO2Variación continua o método de Job

Figura 3. Experimento de variación continúa

Los cálculos estequiométricos se basan en el hecho de que los átomos se conservan. Ellos no pueden ser destruidos o creados. Los números y tipos de átomos de antes y después de las reacciones son siempre los mismos. Esta es la ley básica de la naturaleza.

Método de variación continua. (Método de Job)

Es un método que permite determinar experimentalmente la relación estequiométrica entre la combinación de reactivos de una reacción. La base del método consiste en realizar reacciones sucesivas con ambos reactivos, empleando cantidades diferentes de cada uno de ellos, manteniendo constante el volumen. Se puede medir la altura del precipitado o el calor liberado en la reacción.

Volumen catiónVolumen anión

Clave: Catión Anión

24

15

33

42

51

4

Actividad experimental

Experimento de variación continua o de Job

Materiales

• 5 botellas plásticas • Dos tapas de las botellas • 250 gramos de bicarbonato de sodio NaHCO3• 250 ml de vinagre (C2H4O2)• Regla graduada• 5 globos• Embudo

PROCEDIMIENTO

Disponer de 5 botellas las cuales deben ser enumeradas de 1 a 5.

Posteriormente toma como referencia la tapa de la botella para tomar la medida del vinagre y deposita una tapa completa y márcala como botella 1. (Figura 4).

Continúa llenando cada botella con la siguiente cantidad (Figura 5):

• A la botella 2 introduce 2 veces la medida inicial• A la botella 3, introduce 3 veces la medida inicial• A la botella 4, introduce 4 veces la medida inicial • A la botella 5, introduce 5 veces la medida inicial

Figura 4. Medida del vinagre

Figura 5. Registro de medidas del vinagre

5

Ahora se realiza el mismo procedimiento con los globos, conservando la proporción 1:1, es decir que cuando se una el globo a la botella se debe mantener constante las proporciones de 6. (Figura 6)

En la figura 7 se ubican los globos sobre cada botella, manteniendo la proporción 1:1.

Figura 6. Medidas del bicarbonato de sodio en los globos

Figura 7. Recipientes con vinagre y globos con bicarbonato de sodio

Registra lo que ocurre en cada recipiente y marca con una regla el precipitado que se forma en cada caso, para ingresar los datos en la tabla 1.

Con los datos obtenidos elabora una gráfica de altura del precipitado contra el volumen de vinagre y el bicarbonato de sodio. Determina el punto de equivalencia en que se combinan los reactivos. Escribe la ecuación balanceada para la reacción estudiada.

Botella Bicarbonato de sodio

NaHCO3 Vinagre C2H4O2

Altura del precipitado en mm

1 5 1

2 4 2

3 3 3

4 2 4

5 1 5

6

ALTURA DEL PRECIPITADO Vs VOLUMEN DE REACTIVOS

ALTURA DE PRECIPITADO

Bicarbonato de sodio

Vinagre

00

4

4

2

2

6

6

8

8

Reacción química: _________________________________________________________________________________

Especifica los reactivos y productos

7

Actividad 2Conservación de la materia

Mijaíl Lomonósov (Figura 8) en 1745, enunció la ley de conservación de la materia “En una reacción química donde la masa permanece invariable, es decir, la masa presente en los reactivos es igual a la masa presente en los productos”.

En el mismo año el químico Antoine Lavoisier (Figura 9) propone que “la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”. Es por esto que muchas veces la ley de conservación de la materia es conocida como ley de Lavoisier-Lomonósov.

Figura 8. Mijaíl Lomonosov. (1711- 1765)

Figura 9. Antoine Lavoisier

Figura 10. Reacción química

Ca + O (=) CaOUnión o Fusión Producto

Reactivos Sentido de la reacción

Teniendo como referencia la ley de conservación de la materia, cuando se escribe una ecuación y se realiza química, debe cumplirse que los átomos en los reactivos deben ser igual a los átomos de los productos. (Figura 10)

8

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

Balance por tanteo Un ejemplo de una ecuación balanceada se observa en la figura 11

Reúnete con dos compañeros y realicen el balance entre reactivos y productos de las siguientes ecuaciones, teniendo como referencia la conservación de la materia.

2

2

Na Cl

ClAl alterar el NaCl con el coeficiente 2, también se altera el Na, por lo que hay que regresar al inicio del balanceo:

Na 11

12

Reactivos ProductosNa(s) + Cl2(g) 2 2

22 2

Na Cl

Cl

Quedando balanceada

Na 11

12

Reactivos ProductosNa(s) + Cl2(g)2

2

Na Cl

ClAl alterar el NaCl con el coeficiente 2, también se altera el Na, por lo que hay que regresar al inicio del balanceo:

Na 11

12

Reactivos ProductosNa(s) + Cl2(g) 2 2

22 2

Na Cl

Cl

Quedando balanceada

Na 11

12

Reactivos ProductosNa(s) + Cl2(g)

Figura 11. Balance de ecuaciones

Mg + O2 MgO

N2 + H2 NH3

SO2 (g) + O2 (g) SO3 (g)

Na2O(S)+ H2O(I) NaOH(aq)

9

Partiendo de cálculos estequiométricos entre productos y reactivos, se pueden obtener la masa de los productos en una ecuación unidireccional.

Ejemplo:En un hogar se utiliza una pipeta con gas butano C4H10 (gas doméstico, incoloro y estable que se licúa fácilmente por presión y se emplea principalmente como combustible doméstico e industrial envasado en recipientes de acero), para calentar los alimentos. (Figura 12)

Consideremos la siguiente situación:

La reacción que ocurre es la siguiente:

2C4H10(l) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O (g) Calculemos la masa de C02 producida al quemar 1 gramo de gas butano C4H10

Para iniciar debemos conocer cuántas moles de butano tenemos en 1,0 gramo de la muestra:

Información cuantitativa de las ecuaciones

Figura 11. Balance de ecuaciones

RECORDEMOS: el peso molecular de un compuesto se obtiene de la tabla periódica, en este caso sumamos 4 veces el del carbono C (12,011) y el del hidrógeno H 10 veces (1,00), para un total de 58,0 gramos.

10

(1,0 g de C4 H10) ∙ 1 mol de C4H10

8 moles de CO2

8 moles de CO2

44 g de CO2

58,0 g de C4H10

2 moles de C4H10

2 moles de C4H10

1 mol de CO2

= 1,72 ∙ 10-2 moles de C4H10

∙1,72 ∙ 10-2 moles de C4H10 =6,88 ∙10-2 moles de CO2

6,88 ∙10-2 moles de CO2

6,88 ∙10-2 moles de CO2 ∙

2h2(g) + O2(g) 2H2O (g)

=3,03 g de CO2

La relación estequiométrica entre el reactivo del gas butano C4H10 y el producto dióxido de carbono C02

Entonces podemos reemplazar el valor obtenido de las moles de gas butano C4H10

Ahora para determinar la masa del CO2 , debemos tomar las moles que son de:

Ahora para determinar la masa del CO2 , debemos tomar las moles que son de:

Reúnete con dos compañeros y realicen el siguiente ejercicio:

La producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 y una mol de O2

¿Cuántas moles y gramos de agua H2O se producirán si tenemos 1,57 moles del reactivo O2?

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________ ___

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

11

En una reacción química la situación es similar: una vez se haya consumido uno de los reactivos la reacción se para, es el límite del reactivo.

Ejemplo de reactivo Límite

Si tenemos la reacción que conduce a la producción de agua. (Figura 14)

2H2 + O2 2H20

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 15 moléculas de hidrógeno y 15 moléculas de oxígeno?

Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2.

La proporción requerida es de 2:1.

Pero la proporción que tenemos es de 1:1.

Actividad 3Reactivo límite

Supongamos que somos dueños de un restaurante y que se ha realizado un pedido de 25 sánduches, si sabemos que para realizarlos se necesitan dos rebanadas de pan de molde, una rebanada de jamón y otra de queso. Hay 51 rebanadas de pan, 25 de queso y 19 de jamón. Podremos preparar los 25 sánduches

Pues al igual que una reacción química el ingrediente limitante en este caso es el jamón, pues sólo tenemos 19.Figura 13. Realización de un sanduche

Figura 14. El agua

12

Entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5 y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.

Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante.

Una manera de resolver cuál es el reactivo limitante es: El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

Ejemplo reactivo límite partiendo de las masas iniciales de los reactivos

Si partimos de la reacción de: amoniaco NH3 y el dióxido de carbono CO2

2NH3(g) + CO2 (g) (NH2)2 CO (ac) + H2O (l) Determina cuál es el reactivo límite si tenemos

Los reactivos tienen las siguientes cantidades: 640,5 gramos de NH3 y 1345 gramos de CO2 ¿cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

Solución:Debemos convertir la cantidad de masa en gramos de cada reactivo en moles.

Para ello dividimos los gramos por la masa molecular de cada reactivo así:

NH3: masa molecular es: 17,031 g/mol

CO2: masa molecular es: 44, 01 g/mol

Haciendo la división se tiene: 640,5 gramos de NH3 son: 37,60 moles

1345 gramos de CO2 son: 30,56 moles LA RELACIÓN ESTEQUIOMÉTRICA ES:

• A partir de 2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO

• A partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

Si cada reactivo se consume en su totalidad tendremos:

13

• A partir de 37,60 moles de NH3 se obtienen 18,8 moles de (NH2)2CO• A partir de 30,56 moles de CO2 se obtienen 30,56 moles de (NH2)2CO

Por tal motivo el reactivo límite es el NH3 amoniaco y podremos obtener como máximo de urea 18,8 moles.

Ahora multiplicamos las moles por el peso o masa molecular de la urea. (NH2)2CO:= 60g/mol18, 8 moles (NH2)2CO x 60 g/mol = 1128 gramos

Realiza el siguiente cálculo del reactivo límite• Determinar el reactivo límite en una reacción, partiendo de las masas iniciales de los reactivos.

CH4 + 2O2 - CO2 + 2 H2O

Si tenemos 148,7 gramos de metano CH4 y de oxígeno O2 1854 gramos. ¿Cuántos gramos de CO2 se producen y cuál es el reactivo límite?

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________

14

Recuerda datos importantes sobre las reacciones químicas

La reacción de formación del dióxido de carbono a partir de carbono y oxígeno.

En la figura 15 podemos ver el ajuste a nivel molecular : un átomo de carbono reacciona con una molécula de oxígeno y se forma una molécula de dióxido de carbono.

En la figura 16 vemos el ajuste a nivel macroscópico: 12 gramos de carbono reaccionan con 32 gramos de oxígeno y se forman 44 gramos de dióxido de carbono.

Un átomo de C(12 u.m.a)

12 g de carbono en un vidrio de

reloj

(a) (b) (c)

A nivel molecular:

A nivel macroscópico:

Una mólecula de O2(32 u.m.a)

32 g de oxígeno en un globo

44 g de dióxido decarbono en un globo

Un átomo de CO2CO2(44 u.m.a)

Figura 15. Reacción química de formación de dióxido de carbono a nivel molecular

Figura 16. Reacción química de formación de dióxido de carbono a nivel macroscópica

15

Ejercicio

1. Para llevar a cabo la manufactura de un bolso se requieren 3 cierres, 2 cargaderas y 1 etiqueta, ¿cuántos bolsos se pueden producir si tenemos 120 cierres, 700 cargaderas y 350 etiquetas? Establece cuál es el elemento límite.

2. Se tiene la siguiente ecuación química

AgNO3 + AlCl3 Al(NO3)3 + AgCl

En la que intervienen los siguientes reactivos y en cantidades: 21,3 g de nitrato de plata con 33,5 g de cloruro de aluminio.

Realiza el balance de la ecuación.

Determina ¿cuál es el reactivo límite y qué cantidad (masa en gramos) se produce de cloruro de plata?

Masas atómicas relativas: N = 14 ; O = 16 ; Al = 27 ; Cl = 35,5; Ag = 107,9

___________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________

16

Lista de figuras

Figura 1. Fermentación del alcohol

Figura 2. Jeremías B. Richter (1762 – 1807)Waldir. (2006. Junio 29). Jeremias Benjamin Richter. [Ilustración]. Obtenido de: http://en.wikipe-dia.org/wiki/Jeremias_Benjamin_Richter#/media/File:Jeremias_Benjamin_Richter.jpeg

Figura 3. Experimento de variación continua

Figura 4. Medida del vinagre

Figura 5. Registro de medidas del vinagre

Figura 6. Medidas del bicarbonato de sodio en los globos

Figura 7. Recipientes con vinagre y globos con bicarbonato de sodio

Figura 8. Mijaíl Lomonosov. (1711- 1765)19 века. (2011, noviembre 21). Mikhail Lomonosov2. [Ilustración]. Obtenido de: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Mikhail_Lomonosov2.jpg

Figura 9. Antoine LavoisierUopchem25NirajPatel. (2005, mayo 19). Antoine Lavoisier ’s. [Ilustración]. Obtenido de: http://en.wikipedia.org/wiki/Conservation_of_mass#/media/File:Antoine_laurent_lavoisier.jpg

Figura 10. Reacción química

Figura 11. Balance de ecuaciones

Figura 12. Quema de gas butano

Figura 13. Realización de un sánduche

Figura 14. El agua

Figura 15. Reacción química de formación de dióxido de carbono a nivel molecular

Figura 16. Reacción química de formación de dióxido de carbono a nivel macroscópico

17

Referencias

Gobierno de Canarias. (2014). Cd Química. Recuperado el 15 de Abril de 2015, de Cd Química: http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/flashq/1-reacciones%20q/reaccionescombustion/teoriacombustiondehidrocarburos-2.htm

Tripod. (2013). Recuperado el 17 de Abril de 2015, de Tripod: http://quimicapura3000.tripod.com/estequiometria.htm