Las leyes de las reacciones químicas 2

Las primeras leyes sobre las reacciones químicas ‒conocidas como leyes ponderales‒ fueron descubiertas en los albores de la química, entre los siglos xviii y xix, a partir de precisas mediciones de las masas de reactivos y productos en diversos procesos químicos. Puede considerarse, por tanto, un resultado evidente de la aplicación del método científico.

Ley de conservación de la masa

Enunciada por el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier en 1789, es considerada una ley fundamental de la química, pues, a pesar de su simplicidad, tiene una gran importancia para el estudio cuantitativo de las reacciones.

Ley de conservación de la masa. En toda reacción química, la masa total de los reactivos es igual que la masa total de los productos, es decir, la masa se conserva.

La ley de conservación de la masa se justifica considerando nuevamente que una reacción química es el resultado de una reordenación de los átomos de los reactivos; en el proceso no se pierden ni se crean átomos, solo se reagrupan. Por tanto, la masa total debe ser la misma antes y después de la reacción.

Ley de las proporciones definidas a) ¿Qué cantidad de oxígeno se ha consumido en la reacción? Aplica la ley de las reacciones químicas que corresponda en este caso. b) Si en una experiencia posterior se obtienen 112 g de CO a partir de una cierta cantidad de carbono y de oxígeno, ¿cuá-

Fue descubierta por el químico francés Joseph Louis Proust alrededor de 1800, cuando investigaba la proporción entre las masas de los reactivos consumidos en varios procesos químicos.

Ley de las proporciones definidas. Las masas de los elementos que se combinan para formar un determinado compuesto guardan siempre la misma proporción.

6. El carbono y el oxígeno reaccionan, en determinadas condiciones, para formar monóxido de carbono (CO). Partiendo de 60 g de carbono, se han formado 140 g de CO.

Esta ley se cumple en cualquier reacción de formación. Por ejemplo, en la reacción de formación del agua, aunque las cantidades de hidrógeno, oxígeno y agua varíen, la proporción entre ellas se mantiene constante.

H2 (g) + O2 (g) → H2O (g)

1 g +  8 g → 9 g

2 g + 16 g → 18 g

4 g + 32 g → 36 g les habrán sido las cantidades de estos reactivos utilizadas? Justifica tu respuesta.

7. En la reacción de formación del trióxido de difósforo (P2O3) se combinan 31 g de fósforo (P) con 24 g de oxígeno (O2). Escribe, basándote en los datos anteriores, dos proporciones diferentes para las masas de los reactivos y el producto de esta reacción. ¿Qué ley de las reacciones químicas estamos aplicando en este ejemplo?

Como ya estudiaste el curso pasado, toda la información, tanto cualitativa como cuantitativa, sobre una reacción química se plasma en una ecuación química. En ella se representan los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha, mediante sus fórmulas respectivas, separados por una flecha que indica el sentido del proceso.

Además, se debe indicar el estado de agregación que tiene cada sustancia: sólido (s), líquido (l), gas (g) o en disolución (ac o aq). La ecuación puede incluir también el calor de reacción; en el caso de que sea exotérmica, el calor aparecerá como producto de la reacción. Si es endotérmica, se escribe junto a los reactivos.

Para que la ecuación química refleje el proceso real que tiene lugar a escala atómica, cada sustancia va precedida de un número ‒su coeficiente estequiométrico‒, de tal manera que el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos tiene que ser el mismo. En este caso, decimos que la ecuación está ajustada y podemos interpretarla tanto cualitativa como cuantitativamente.

Microscópicamente, diremos que por cada 2 moléculas de hidrógeno (H2) que reaccionan con 1 molécula de oxígeno (O 2 ), se forman 2 moléculas de agua (H2O).

A partir de los coeficientes estequiométricos, se puede realizar una interpretación microscópica, en términos de átomos y moléculas, o macroscópica, en términos de moles. Fíjate en este ejemplo, correspondiente a la reacción de formación del agua. Reactivos 2

De acuerdo con el calor de reacción, en este proceso se liberan 571,14 kilojulios. Se trata de una reacción exotérmica.

Macroscópicamente, se puede decir que por cada 2 moles de gas hidrógeno (H2) que reaccionan con 1 mol de gas oxígeno (O2), se forman 2 moles de agua (H2O).

La obtención de los coeficientes estequiométricos se basa, como recordarás, en un procedimiento de tanteo, que recibe el nombre de ajuste de ecuaciones químicas.

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Ajusta la ecuación química correspondiente a la combustión de gas propano (C3H8) con oxígeno (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y vapor de agua (H2O).

Comenzamos escribiendo la ecuación sin ajustar:

C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)

Vemos que en los reactivos tenemos 3 átomos de carbono y 8 de hidrógeno, mientras que en los productos hay un solo átomo de carbono y 2 de hidrógeno. Por tanto, comenzaremos colocando un 3 como coeficiente estequiométrico del CO2 (para igualar los átomos de C) y un 4 al del H2O (para igualar los átomos de H):

C3H8 (g) + O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)

Como en los productos tenemos 3 · 2 + 4 · 1 = 10 átomos de O, colocamos un 5 como coeficiente del O2, y la reacción ya queda ajustada:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)

La reacción está ajustada porque el número de átomos de cada elemento en reactivos y productos es el mismo. Microscópicamente nos informa de que por cada molécula de propano que reacciona con 5 moléculas de oxígeno se producen 3 moléculas de dióxido de carbono y 4 de agua.

8. Utilizando un procedimiento similar al del ejemplo, escribe y ajusta las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones de combustión de: a) Etileno: C2H4, gas. b) Pentano: C5H12, líquido. c) Fenol: C6H6O, líquido. d) Pent-1-eno: C5H10, líquido.