Reacciones químicas y ecuaciones químicas

Una ves que se ha estudiado la masa de los átomos y de las moléculas, se analizará que los sucede en una reacción química, un proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambia para formar uno o más sustancias nuevas. Con el objeto de comunicarse entre si, con respecto a las reacciones químicas, los especialistas en la materia, han desarrollado una forma estándar para representarlas en medio de ecuaciones químicas. Una ecuación química utiliza simbolos químicos para mostrar que sucede durante una reacción química.

Ejemplos de ecuaciones para reacciones químicas.

Átomos y moléculas

El lenguaje que los químicos emplean para describir las formas de la materia y los cambios posibles en su composición se ecuentra en todo el mundo científco. Los símbolos químicos, las fórmulas y las ecuaciones aparecen en áreas tan diversas como son agricultura, economía doméstica, ingeniería, geología, física, biología, medicina y odontología. 

La palabra "estequiometría" deriva del griego stoicheion, que significa "primer principio o elemento", y metron, que quiere decir "medida". La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción).

Aproximadamente 400 a.C., el filósofo griego Demócrito sugirió que toda la materia estaba formada por partículas minúsculas, discretas e indivisibles, a las cuales llamó átomos. Sus ideas fueron rechazadas durante 2000 años, pero a fines del siglo XVIII comenzaron a ser aceptadas.

En 1808, el maestro de escuela inglés, John Dalton, publicó las primeras ideas "modernas" acerca de la existencia y naturaleza de los átomos. Resumió y amplió los vagos conceptos de antiguos filósofos y científicos. Esas ideas forman la base de la teoría atómica de Dalton, que es de las más relevantes dentro del pensamiento científico. Los postulados de Dalton se pueden enunciar en la siguiente forma condensada:

1. Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento dado tiene propiedades idénticas, las cuales difieren de las de átomos de otros elementos.
3. Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o transformarse en átomos de otros elementos.
4. Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan entre sí en una proporción fija.
5. Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado.

En la época de Dalton ya se conocía la ley de la conservación de la materia y la ley de las proporciones definidas, las cuales fueron la base de su teoría atómica. Dalton consideró que los átomos eran esferas sólidas e indivisibles, idea que en la actualidad se rechaza, pero demostró puntos de viusta jmportantes acerca de la naturaleza de la materia y sus interacciones. En ese tiempo algunos de sus postulados no pudieron verificarse (o refutarse) experimentalmente, ya que se basaron en las limitadas observaciones experimentales de su época. Aun con sus limitaciones, los postulados de Dalton constituyen un marco de referencia que posteriormente los científicos pudieron modificar o ampliar. Por esta razón se considera a Dalton como el padre de la teoría atómica.

Las partículas más pequeñas de un elemento que mantiene su identidad química a través de todos los cambios químicos y físicos se llama átomo. En casi todas las moléculas, dos o más átomos se unen entre sí formando unidades discretas muy pequeñas (partículas) que son eléctricamente neutras.

Una molécula es la partícula más pequeña de un compuesto o elemento que tiene existencia estable e independiente. Un átomo de oxígeno no puede existir sólo a temperatura ambiente y presión atmosférica normal; por tanto, cuando se mezclan átomos de oxígeno en esas condiciones, de inmediato se combinan en pares. El oxígeno que se conoce está formando por dos átomos de oxígeno; es una molécula diatómica O2. Otros ejemplos de moléculas diatómicas son el hidrógeno, el nitrógeno, el flúor, el cloro, el bromo y el yodo.

Otros elementos existen como moléculas más complejas; por ejemplo, el fósforo forma moléculas de cuatro átomos y el azufre moléculas de ocho átomos a temperatura y presiones normales. Las moléculas que contienen más de dos átomos se denominan moléculas poliatómicas.

Las moléculas de los compuestos están formadas por más de un tipo de átomos. una molécula de agua consta de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Una molécula de metano consta de un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno.
Los átomos son los componentes de las moléculas, y éstas a su vez son los componentes de los elementos y de la mayor parte de los compuestos. A simple vista es posible observar las muestras de los compuestos y elementos, formadas por grandes números de átomos y moléculas. Con el microscopio electrónico es posible "ver" en la actualidad a los átomos. Para formar una fila de 2.5cm de largo serían necesario 217 millones de átomos de silicio.

Moléculas y iones

De todos los elementos, sólo seis gases nobles del grupo 8A de la tabla periódica (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn) existen en la naturaleza como átomos sencillos. Por esa razón se dice que son gases monoatómicos (lo que significa un solo átomo). La mayor parte de la materia está compuesta por moléculas o iones formados por átomos.

La teoría atómica

En el siglo V a.C., El filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa indestructible e indivisible). A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos (entre ellos Platón y Aristóteles), ésta se mantuvo. Las evidencias experimentales de algunas investigaciones, científicas apoyaron el concepto de "atomismo", lo que condujo, de manera gradual, a las definiciones modernas de elementos y compuestos. En 1808, un científico inglés, el profesor John Dalton, formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos.

El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría atómica de Dalton, puede resumirse así:

• Los elementos están formados por extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de los demás elementos.
• Los compuestos están formados por átomos de mas de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del del número de átomos entre los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.
• Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone una creación o destrucción de los mismos.

El concepto de Dalton sobre un átomo es mucho más detallado y específico que el concepto de Demócrito. La primera hipótesis establece que los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos. Tampoco tenía idea de cómo era un átomo, pero se dio cuenta de que la diferencia en las propiedades mostrada por elementos como el hidrógeno y el oxígeno, sólo pueden explicar a partir de la idea de que los átomos de hidrógeno son diferentes de los átomos de oxígeno.

La segunda hipótesis sugiere que, para formar un determinado compuesto, no solamente se necesitian los átomos de de los elementos correctos, sino que es indispensable un número específico de dichos átomos. Esta idea es una extensión de una ley publicada en 1799 por el químico francés Joseph Proust. La ley de las proporciones definidas de Proust establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contiene los mismos elementos y en la misma proporción de masa. Así, si se analizan muestras de dióxido de carbono gaseoso obtenidas de diferentes fuentes, en todas las muestras se encontrará la misma proporción de masa de carbono y oxígeno. Entonces, si la proporción de las masas de los diferentes elementos de un compuesto es una cantidad fija, la proporción de los átomos de los elementos en dicho compuesto también debe ser constante.

La segunda hipótesis de Dalton confirma otra importante ley, la ley de las proporciones múltiples. Según esta ley, si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños. La teoría de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de una manera muy sencilla: diferentes compuestos formados por los mismos elementos difieren en el número de átomos de cada clase. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, llamados monóxido de carbono y dióxido de carbono.Las técnicas modernas de medición indican que un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el monóxido de carbono, y con dos átomos de oxígeno en el dióxido de carbono. De esta manera, la proporción de oxígeno en el monóxido de carbono y en el dióxido de carbono es 1:2, Este resultado está de acuerdo con la ley de proporciones múltiples.
La tercera hipótesis de Dalton es una forma de enunciar la ley de la conservación de la masa, la cual establece que la materia no se crea ni se destruye. Debido a que la materia está formada por átomos, que no cambian en una reacción química, se concluye que la masa también se debe conservar. La brillante idea de Dalton sobre la naturaleza de la materia fue el principal estímulo para el rápido progreso de la química durante el siglo XIX.

Glosario de terminos importantes II

Ley de conservación de la energía. La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Ley de la conservación de la materia. No existe cambio detectable de cantidad de materia durante una reacción química.

Ley de la conservación de la energía y la materia. La cantidad total de materia y energía en el universo es constante.

Masa. Medida de la cantidad de materia que posee un objeto; suele medirse en gramos o kilogramos.

Materia. Todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

Mezcla. Muestra de matera compuesta de dos o más sustancias, cada una de las cuales conserva su identidad y propiedades.

Mezcla heterogénea. Mezcla que no tiene composición ni propiedades uniformes.

Mezcla homogénea. Mezcla que tiene composición y propiedades uniformes.

Molécula. Partícula más pequeña de un compuesto que puede existir en forma individual.

Peso. Medida de la atracción gravitacional de la Tierra sobre un cuerpo.

Precisión. Concordancia entre diversas determinaciones de una misma cantidad.

Propiedad extensiva. Una propiedad que depende de la cantidad de materia de una muestra.

Propiedad física. Véase propiedades.

Propiedad intensiva. Propiedad que no depende de la cantidad de materia de una muestra.

Propiedad química. Véase propiedades.

Propiedades. Características que describen a una muestra de materia. Las propiedades químicas se observan cuando la materia experimenta cambios químicos, y las propiedades físicas se observan cuando se produzcan cambios de composición química.

Símbolo. Letra o gruo de letras que representa (identifica) a un elemento.

Sustancia. Cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen la misma composción química y propiedades físicas identicas.

Temperatura. Mide la intensidad de calor, es decir, qué tan caliente o frío se encuentra un objeto o muestra.

Densidad y gravedad específica

La densidad de una muestra de materia se define como la masa por unidad de volumen,

densidad =    masa                       o bien       D = M
                  volumen                                             V

La densidad se puede emplear para distinguir dos sustancias o para identificar determinada sustancia. Suele expresarse en g/cm3o g/ml, para líquidos y sólidos y en g/L para gases. Estas unidades también se pueden expresar como g · cm^-3,g · ml^-1, y g · L^-1, respectivamente.

Ejemplo:

Una muestra de 47.3 ml de alcohol etílico (etanol) tiene una masa de 37.22g. ¿Cuál es su densidad?

Solución

D = M / V = 37.32g / 47.3 ml = 0.789 g/ml

Si se requieren 103g de etanol para una reacción química, ¿Qué volumen de líquido se debe usar?

Solución.

La densidad del etanol es de 0.789g/ml

D = M / V por tanto,    V= 103g / 0.789 g/ml  = 130 ml

La gravedad específica (gr. esp.) de una sustancia es la relación entre su densidad y la densidad del agua, amboas a la misma temperatura. Las gravedades específicas son números adimensionales.

gr. esp. = D_sustancia / D_agua 

_{La densidad del agua es 1.000g/ml a 3.98ºC, la temperatura en la cual la densidad del agua es mayor. Sin embargo, las variaciones de densidad del agua son tan pequeñas que se puede emplear 1.00g/ml hasta 25ºC sin introducir errores significativos en los cálculos.}

_Ejemplo:

_{La densidad de la sal de mesa es 2.16 g/ml a 20ºC. ¿Cuál es su gravedad específica?.}

_Solución

 _{gr. esp. = Dsustancia / Dagua  = 2.16 g/ml  /  1.00 g/ml = 2.16}

_{Este ejemplo demuestra también que la densidad de una sustancia y su gravedad específica son numéricamente iguales, a temperatura cercana a la ambiental, y si la densidad se expresa en g/ml (g/cm3).}

_{Las etiquetas de soluciónes comerciales de ácidos y bases indican su gravedad específica y su porcentaje en masa de ácido o base presente en la solución. Con esta información se puede calcular la cantidad de ácido o base presente en un volumen dado de solución.}

_Ejemplo:

_{El ácido de un acumulador tiene 40% de ácido sulfúrico} H₂SO₄ y 60% de agua en masa. Su gravedad específica es de 1.31. Calcule la masa de ácido sulfúrico puro, H₂SO₄, _{en 100 ml de ácido del acumulador.}

_Solución

_{Se ha demostrado que la densidad y la gravedad específica son numéricamente iguales a 20ºC ya que la densidad del agua es 1.00g/ml. Por lo tanto,}

_{Densidad = 1.31 g/ml}

_{La solución es 40%} H₂SO₄ y 60% H₂O en masa. De esta información se puede formar el factor unitario deseado:

40.0 g H₂SO₄        porque 100.0g de solución

  100.g sol.             contiene 40.0 g de H₂SO₄ 

A continuación se resuelve el problema:

? g H₂SO₄= 100.0 ml sol. x  1.31 g sol.   x  40.0 g H₂SO₄  = 52.4g.H₂SO₄

                                                                  1 ml sol.         100.0g sol.

Se utilizó primero la densidad como factor unitario para convertir el volumen dado de solución a masa de solución. Después se uso el porcentaje en masa para convertir la masa de solución en masa de ácido.

Densidades de algunas sustancias comunes

Propiedades físicas y químicas de la materia

Las sustancias se caracterizan por sus propiedades y su composición. El color, punto de fusión y punto de ebullición son propiedades físicas. Una propiedad física se puede medir y observar sin que cambie la composición o identidad de la sustancia. Por ejemplo, es posible determinar el punto de fusión del hielo, calentando un trozo de él y registrando la temperatura a la cual se transforma en agua. El agua difiere del hielo sólido en apariencia, no en su composición, por lo que este cambio es físico; es pobile congelar el agua para recuperar el hielo original. Por lo tanto, el punto de fusión de una sustancia es una propiedad física. De igual manera, cuando se dice que el hielo gaseoso es más ligero que el aire, se hace referencia en una propiedad física.

Por otro lado, el enunciado "el hidrógeno gaseoso se quema en presencia de oxígeno gaseoso para formar agua" describe una propiedad química del hidrógeno, ya que para observar esta propiedad se debe efectuar un cambio químico, en ese caso la combustión. Después del cambio, los gases originales, hidrógeno y oxígeno, habrán desparecido y quedará una sustancia química distinta, el agua. No es posible recuperar el hidrógeno del agua por medio de un cambio físico como la ebullición o la congelación.

Cada ves que se prepara un huevo cocido se produce un cambio químico. Al ser sometido a una temperatura de aproximadamente 100ºC, tanto la clara como la yema experimentan cambios que modifican no sólo su aspecto físico, sino también su composición. Al comerse, cambia otra vez la composición del huevo por efecto de las sustancias presentes en el organismo, denominadas enzimas. Esta acción digestiva es otro ejemplo de un cambio químico tanto de los alimentos como de las enzimas implicadas.

Todas las propiedades de la materia que se puede medir, pertenecen a una de dos categorias: propiedades extensivas y propiedades intensivas. El valor medido de una propiedad extensiva depende de la cantidad de materia considerada. La masa que es la cantidad de materia de una cierta muestra de una sustancia, es una propiedad extensiva. Más materia significa más masa. Los valores de una misma propiedad extensiva se pueden sumar. por ejemplo, dos monedas de cobre tendran la masa resultante de la suma de las masas individuales de cada moneda, así como la longitud de dos canchas de tenis es la suma de la longitud de cada una de ellas. El volumen, definido como longitud elevada al cubo, es otra propiedad extensiva. El valor de una cantidad extensiva depende de la cantidad de materia.

El valor medido de una propiedad intensiva no depende de cuanta materia se considere. La densidad, definida como la masa de un objeto dividida entre su volumen, es una propiedad intensiva. La temperatura es también una propiedad intensiva. Suponga que se tiene dos recipientes, de agua a la misma temperatura; si se mezclan en un recipiente grande, la temperatura de esta mayor cantidad de agua será la misma que la del agua del recipiente separado. A diferencia de la masa, la longitud y el volumen, la temperatura y otras propiedades intensivas no son aditivas.

Estados de la materia

La materia se clasifica en tres estados, aun cuando algunos ejemplos no se ajusten completamente a cualquiera de las tres categorías. En el estado sólido las sustancias son rígidas y tienen forma definida. El volumen de los sólidos no varía en forma considerable con los cambios de temperatura y presión; en algunos sólidos denominados cristalinos, las partículas individuales que los conforman ocupan posiciones definidas en la estructura cristalina. Las fuerzas de interacción entre las partículas individuales determinan la dureza y la resistencia del cristal. En el estado líquido las partículas individuales están confinadas en un volumen dado. Los líquidos fluyen y toman la forma del recipiente que los contiene; sin que su volumen varíe. Los líquidos son difíciles de comprimir. Los gases son menos denso que los líquidos y los sólidos, y ocupan todo el recipiente que los contiene; pueden expandirse hasta el infinito y se comprimen con facilidad. Se concluye que los gases consisten principalmente de espacio vacío; esto es, las partículas individuales están bastante separadas.

Los tres estados de la materia son convertibles entre ellos mismos. Un solido se fundirá, por calentamiento, para formar un líquido. (La temperatura a la cual ocurre esto se denomina punto de fusión.) Un calentamiento ulterior convertirá al líquido en gas. (Esta conversión se lleva a cabo en el punto de ebullición del líquido.) Por otro lado, el enfriamiento de un gas lo condensará para formar un líquido. Cuando el líquido se enfría aún más, se congelará para producir un sólido.

Ley de la conservación de la materia y la energía

Con el advenimiento de la era nuclear en la década de los 40, los científicos, y posteriormente el mundo entero, comprendieron que la materia se puede convertir en energía. En las reacciones nucleares la materia se transforma en energía. La relación entre materia y energía fue establecida por Albert Einstein mediante su famosa ecuación:

E = mc^2

Esta ecuación establece que la cantidad de energía que se libera, cuando la materia se transforma en energía, es el producto de la masa que se transforma y el cuadrado de la velocidad de la luz. Hasta el momento no se ha observado la transformación de la energía en materia a gran escala; sin embargo, se ha logrado a escala mínima en los "desintegradores atómicos" o aceleradores de partículas utilizados para llevar a cabo reacciones nucleares. Una vez que se reconoce la equivalencia de la materia y la energía se puede expresar la ley de la conservación de la materia y la energía en un enunciado sencillo:

"La cantidad combinada de la materia y energía en el universo es fija"

La ley de la conservación de la materia

Cuando se quema una muestra de magnesio metálico en el aire, éste se combina con el oxígeno para formar óxido de magnesio, un polvo blanco. En esta reacción química se liberan grandes cantidades de energía calorífica y luminosa. Cuando se pesa el producto de la reacción, el óxigeno de magnesio, se encuentra que es más pesado que la muestra original de magnesio; este incremento en la masa del sólido se debe a la combinación con el magnesio para formar óxido de magnesio. Muchos experimentos han demostrado que la masa del óxido de magnesio es exactamente igual a la suma de las masas del magnesio y del oxígeno que se combinaron para formarlo. Lo mismo ocurre en todas las reacciones químicas. Estas observaciones se resumen en la ley de la conservación de la materia.
No hay un cambio observable en la cantidad de mateira durante una reacción y química ordinaria. Este enunciado es un ejemplo de una ley científica (natural) y es un enunciado general que se basa en el comportamiento observado de la materia y no se conocen excepciones del mismo.


Un ejemplo gráfico

Estados físicos de los materiales

Los materiales pueden presentarse, principalmente, en tres estados físicos diferentes (estados de agregación de la materia): sólido, líquido y gaseoso.

Los tres estados se diferencian por propiedades físicas muy concretas. Los gases llenan completamente cualquier espacio en que se encuentren y son fácilmente compresibles (disminuyen o aumentan su volumen frente a una compresión o una descompresión). Los líquidos, a semejanza de los gases, adoptan la forma del recipiente que los contiene.

Sin embargo, mientras que un gas no tiene superficie límite, un líquido tiene una superficie que limita la extensión del espacio (volumen) que puede ocupar. Además, los líquidos son prácticamente incompresibles. Los sólidos sin incompresibles y poseen volumen y forma definida. Los sólidos son rígidos, los líquidos y los gases pueden fluir.

Los materiales pueden pasar de un estado a otro mediante procesos físicos, es decir, transformaciones que no modifiquen su identidad. Estos cambios de estado reciben diferentes nombres. 

No existe un criterio único respecto de los nombres asignados a los diferentes cambios de estado. Debido a ello, encontraremos que algunos autores denominan condensación a los procesos por los cuales un material en estado gaseoso puede pasar a un estado condensado (sólido o líquido).

Un material en estado gaseoso que pueda estar en contacto con uno de sus estados condensados recibe el nombre de vapor. Por ejemplo, a temperatura ambiente y presión normal pueden coexistir el agua en estado líquido y en estado gaseoso, por eso decimos que en el aire hay vapor de agua. A temperatura ambiente y presión normal no pueden coexistir el oxígeno líquido y gaseoso, por eso decimos que el aire contiene gas oxígeno.

Algunos autores utilizan el termino vaporización para referirse a los procesos por los cuales un material en estado condensado pasa al estado gaseoso.

También algunos autores utilizan el termino volatilización para referirse a los procesos por los cuales un material en estado sólido pasa al estado gaseoso.

Respecto del cambio del estado gaseoso al estado líquido, denominamos licuación al proceso por el cual un material en estado gaseoso pasa al estado líquido debido a un aumento de la presión (generalmente acompañado por una disminución de la temperatura). Denominamos condensación al proceso por el cual un material en estado gaseoso pasa al estado líquido debido exclusivamente a una disminución de la temperatura.

Cabe aclarar también que el proceso de vaporización de un líquido puede verificarse a través de la superficie libre (evaporación) o puede tener lugar en toda la masa del líquido (ebullición).