Las ecuaciones químicas • Las reacciones químicas se representan escribiendo las fórmulas de los reactivos en el primer miembro de una ecuación y las de los productos en el segundo. El signo igual se sustituye por una flecha (), que indica el sentido en que transcurre la reacción. Si ésta es incompleta o reversible, es decir, cuando los productos reaccionan entre sí para producir de nuevo los reactivos, entonces se ponen dos flechas en sentido contrario (') 1

Las ecuaciones químicas • La reacción entre magnesio y oxígeno, la escribiremos así: 2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO (s) • La reacción reversible entre el nitrógeno y el hidrógeno viene dada por: N2 (g) + 3 H2 (g) ' 2 NH3 (g) • En las dos ecuaciones que hemos escrito, el número de átomos de cada elemento es el mismo en los dos miembros de cada ecuación. • Vemos, por ejemplo, que en la del amoníaco hay 2 átomos de nitrógeno en el primer miembro y 2 en el segundo; 6 átomos de hidrógeno (3·2) en el primer miembro y 6 en el segundo (2·3). 2

Las ecuaciones químicas • Esto debe ser así porque en todo proceso químico la masa se conserva. • Una forma de comprobarlo es que el número de átomos de cada elemento es el mismo en los dos miembros de la reacción química. Si es así, decimos que la ecuación química está ajustada.

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Las ecuaciones químicas • Veamos la distinta información que puede darnos una ecuación química. a) En primer término en la ecuación química están las fórmulas de los reactivos y de los productos de una reacción. Ya la fórmula nos representa: • La sustancia de que se trata. • A una molécula si es sustancia molecular. • A un mol de moléculas (6,023.1023moléculas). • Al volumen molar si la sustancia es gaseosa (22,4 L en c.n.). • A la masa de una molécula. • A la masa de un mol de moléculas. • Al número de átomos de cada elemento y la relación en que se encuentran.

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Las ecuaciones químicas Por ejemplo, la fórmula NH3: • es la fórmula del amoníaco. • representa una molécula de amoníaco y su masa molecular. • también un mol de amoníaco y por lo mismo lo que representa un mol de este gas. • indica que contiene átomos de H y N en la relación de 3:1. 5

Las ecuaciones químicas b) La ecuación química nos informa sobre las sustancias que reaccionan y sobre las que resultan en la reacción. c) También nos indica el número de átomos de cada elemento que intervienen en la reacción, lo que nos permite ajustar la ecuación. d) El número de moléculas de reactivos o de productos. En el ejemplo anterior reaccionan 1 molécula de N2 con 3 moléculas de 3 H2 y dan 2 moléculas de amoníaco. 6

Las ecuaciones químicas e) Y, por tanto, también el número de moles de los reaccionantes y de los productos de la reacción. Siguiendo con el mismo ejemplo de la formación de amoníaco, podemos comprobar que 1 mol de N2 , reacciona con 3 moles de H2, y se obtienen 2 moles de NH3 f) Cuando las sustancias son gaseosas la ecuación nos informa también en qué relación volumétrica se produce. Reacciona 1 volumen de N2 con 3 volúmenes de H2 y se obtienen 2 volúmenes de NH3, ya que los volúmenes, según la hipótesis de Avogadro, son proporcionales a los moles. 7

Ajuste de las ecuaciones químicas En un gran número de ecuaciones el ajuste se puede hacer por «tanteo». Es importante que se cumplan dos condiciones: • - Que las fórmulas se escriban correctamente. Un fallo en este punto invalida cualquier operación posterior. • - Que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos miembros. 8

Ajuste de las ecuaciones químicas Ajusta las ecuaciones químicas siguientes: • NH3 (g) + O2 (g)  NO (g) + H2O (g) • Fe (s) + O2 (g)  Fe2O3 (g) • Fe2O3 (s) + CO (g)  Fe (g) + CO2 (g) • C2H6 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g) • Fe2S (g) + O2 (g)  SO2 (g) + Fe2O3 (s) • SO2 (g) + O2 (g)  SO2 (g) 9

Ajuste de las ecuaciones químicas Lee en términos de moles, moléculas y volúmenes (si son gases) las reacciones del ejercicio anterior. Escribe y ajusta las reacciones siguientes: a) Oxígeno + monóxido de carbono  dióxido de carbono. b) Carbonato de calcio óxido de calcio + dióxido de carbono. c) Nitrógeno + oxígeno  óxido de nitrógeno (II). 10

Cálculos ponderales y volumétricos •

Las ecuaciones químicas nos dan una información muy valiosa para abordar los cálculos ponderales (relación entre masas) y volumétricos (relación entre volúmenes) que tienen lugar en las reacciones. Se llama estequiometría la parte de la química que estudia las relaciones entre las cantidades de reaccionantes y productos que intervienen en una reacción química.

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Cálculos ponderales y volumétricos En la resolución de problemas de estequiometría seguiremos un método que consta de los pasos siguientes: • Ajuste de la ecuación química. • Establecimiento de una relación, basada en la proporcionalidad directa, entre el número de moles de la sustancia en cuestión y de la sustancia dato. Se calcula el número de moles de la sustancia sobre la que nos piden la masa, el volumen, el número de moléculas, etc... • Conocido el número de moles, se calcula: – – –

La masa, multiplicando por el mol de la sustancia en cuestión. El volumen en condiciones normales, multiplicando por el volumen de 1 mol en esas condiciones (22,4 L/mol) El número de moléculas, multiplicando por la constante de AVOGADRO. 12

Cálculos ponderales y volumétricos Ejemplo 1: En un recipiente con agua se echan 1,15 g de sodio. Calcular: a) Los gramos de hidróxido de sodio que se forman; b) el volumen de hidrógeno medido en condiciones normales que podrá obtener. ( Na = 23 u; O = 16 u; H = 1 u) Ejemplo 2: Han reaccionado 12 g de carbonato cálcico con ácido clorhídrico. Calcular las cantidades de agua y cloruro cálcico obtenidas en la reacción, así como el volumen de dióxido de carbono obtenido en condiciones normales. 13