Oxidación y reducción

Una sustancia se oxida cuando pierde electrones y se reduce cuando los gana. Los electrones perdidos por la sustancia que se oxida son transferidos a la sustancia que se reduce. Por tanto, siempre que una especie química se oxida hay otra que se reduce y viceversa.

Los metales

Ácidos y Bases

Ejercicios para entregar del tema 10

Problemas en los que intervienen reacciones químicas

Para resolver estos problemas partimos del dato inicial y vamos dividiendo y multiplicando por una secuencia de cantidades equivalentes expresadas en las unidades convenientes, para que se vayan simplificando y al final nos queden las unidades de la magnitud que queríamos calcular.

En la siguiente presentación se resuelve un problema aplicando este procedimiento.

Reacciones químicas en disolución

La mayoría de las reacciones químicas suelen tienen lugar entre disoluciones de los reactivos, ya que, de esta manera, existe un mayor contacto entre los átomos, moléculas o iones que favorece la reacción química.
Aunque existen distintos tipos de disoluciones, vamos a trabajar con disoluciones formadas por una especie química (soluto) disuelta en agua (disolvente).
Para expresar la concentración de una disolución vamos a utilizar la molaridad, es decir, los moles de soluto disueltos en cada litro de disolución:

Molaridad = moles soluto/volumen (L) disolución

Ecuaciones químicas

Las reacciones químicas se representan simbólicamente mediante las ecuaciones químicas. Escribimos a la izquierda de la flecha las especies químicas que reaccionan (reactivos) y a la derecha las especies químicas que se forman durante la reacción (productos).

Las ecuaciones químicas tienen que estar ajustadas para poder relacionar el número de moles (o el de átomos y moléculas) de los reactivos y de los productos. Para ajustar una ecuación se colocan los números convenientes delante de las especies que reaccionan y se forman, para que se cumpla la ley de conservación de la masa, es decir, para que el número de átomos de cada elemento sea el mismo a la izquierda y a la derecha de la flecha. Veamos un ejemplo.
Podéis prácticar en los siguientes enlaces:
Ajuste de una ecuación química
Ecuaciones químicas para ajustar

Volumen molar

Un mol de cualquier gas a 0ºC y 1 atm ocupa un volumen de 22,4 L

Principio de Avogadro

Para poder explicar los resultados experimentales obtenidos por Gay-Lussac, Avogadro, a principios del siglo XIX, supuso que:

Volumenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

Ley de los volumenes de combinación

A principios del siglo XIX, Gay-Lussac, experimentando en el laboratorio con reacciones químicas en las que intervienen gases se dió cuenta que:

En una reacción química, los volumenes de las sustancias gaseosas que intervienen guardan entre sí una proporción de números enteros y sencillos, si se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Esa proporción coincide con la proporción en el número de moléculas de las sustancias gaseosas que reaccionan y que se forman durante el proceso.

O₂      +        2 H₂      →      2 H₂O

1 moléculas      2 molécula           2 moléculas

1 L                2 L                2 L

Ley de las proporciones definidas

La ley de las proporciones definidas fue enunciada por Proust a finales del siglo XVIII:

Cuando dos o más elementos se combinan para formar el mismo compuesto, lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.

Por ejemplo, siempre que el oxígeno y el hidrógeno se combinen para formar agua la relación entre sus masas es: masa oxígeno/masa hidrógeno=8.

De lo anterior se deduce que la composición de una sustancia pura es siempre la misma, independientemente del modo en que se haya preparado o de su lugar de procedencia.

Esta ley es otro de los argumentos que utilizó Dalton para suponer que la materia está constituida por átomos, y que estos se unen entre sí en una proporción sencilla 1:1,1:2,1:3, etc, para formar compuestos.

Ejercicios para entregar del tema 8 resueltos

Ley de conservación de la masa

Lavoisier es considerado el padre de la Química moderna porque fue el primer científico en utilizar la balanza en un laboratorio. A finales del siglo XVIII, pesando las sustancias que intervenian en las reacciones químicas, se dió cuenta que la masa de los reactivos era igual a la masa de los productos que se obtenían. La Ley de conservación de la masa fue uno de los argumentos que utilizó Dalton para suponer que la materia está constituida por átomos.

Cantidad de sustancia. El mol y la masa molar

En la reacción anterior hemos visto que, a nivel molecular, por cada molécula de O₂ que reacciona lo hacen dos moléculas de H₂ y se forman dos moléculas de H₂O.

2 H₂          +          O₂          →          2 H₂O

2 moléculas          1 molécula          2 moléculas

2 x 2 umas          32 umas          2 x 18 umas

Pero en el laboratorio no se puede trabajar con átomos o moléculas, porque no se pueden observar y, por tanto, no se pueden contar. Necesitamos cantidades de estas sustancias que podamos manipular y en la que los átomos y las moléculas se encuentren en la misma proporción que a nivel molecular.
Como cada molécula de O₂ tiene 16 veces más masa que una molécula de H₂, masas de O₂ y de H₂ que se encuentren en la proporción de 16 a 1, contendrán el mismo número de moléculas.
En 32 g de O₂ y en 2 g de H₂ hay 6,022.10²³ moléculas.

Para poder contar partículas (átomos, moléculas, iones, etc) se define una nueva magnitud física que es diferente de la masa, denominada cantidad de sustancia, cuya unidad es el mol.

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022.10²³ partículas de esa sustancia. A este número se le llama Número de Avogadro (NA).
La masa que se corresponde con esta cantidad de sustancia se llama masa molar y es la masa atómica o molecular de la sustancia expresada en gramos.

1 mol de H₂ es la cantidad de H₂ que contiene 6,022.10²³ moléculas de H₂. Su masa es 2 g.
1 mol de O₂ es la cantidad de O₂ que contiene 6,022.10²³ moléculas de O₂. Su masa es 18 g.

2 H₂          +          O₂          →          2 H₂O
2xNA moléculas          NA molécula          2xNA moléculas
2 mol                  1 mol                   2 mol
4 g                  32 g                   36 g

Podemos asegurar que en 4 g de H₂ y en 36 g de H₂O hay el doble de moléculas que en 32 g de O₂.

La reacción química

Llamamos reacción química al proceso en el que unas especies químicas (reactivos) se transforman en otras (productos). Se produce la ruptura de enlaces entre los átomos de los reactivos que se unen de otra manera para originar los productos.

En esta animación podemos observar como se produce la descomposición del óxido de mercurio a escala atómica.