1. Ecuaciones de las reacciones químicas
1.1. Como aprendiste en la Sección 2.4, un cambio químico ocurre cuando una sustancia se convierte en una o más sustancias con nuevas propiedades. El color puede cambiar o se pueden formar burbujas o sólidos.
1.2. Una reacción química siempre va acompañada de un cambio químico, porque los átomos de los reactivos forman nuevas combinaciones con nuevas propiedades. Por ejemplo, cuando se coloca una tableta antiácida en un vaso de agua, se produce una reacción química. La tableta revienta y las burbujas en la tableta, como NaHCO3 y ácido cítrico (C6H8O7), reaccionan para formar gas de dióxido de carbono.
1.3. Cómo escribir una ecuación química:
1.3.1. Ecuación: C(s) +O2(g) ---- CO2(g)
1.4. Identificación de una ecuación química balanceada
1.4.1. Cada reacción química debe escribirse como una ecuación balanceada que muestre el mismo número de átomos en cada elemento tanto en los reactivos como en los productos.
1.5. Balanceo de una ecuación química
1.5.1. Una reacción química que ocurre en la llama de un quemador de gas usado en un laboratorio o en una estufa de gas es la reacción del metano, CH4 y oxígeno para producir dióxido de carbono y agua.
2. Tipos de reacciones
2.1. Muchas reacciones ocurren en la naturaleza, en los sistemas biológicos y en el laboratorio. Sin embargo, algunos patrones generales entre todas las reacciones permiten clasificarlas. La mayoría se dividen en cinco tipos de reacciones generales.
2.2. Reacciones de combinación
2.2.1. En una reacción de combinación, dos o más elementos o compuestos se combinan para formar un producto. Por ejemplo, el azufre y el oxígeno se combinan para producir dióxido de azufre.
2.2.1.1. S(s) + O2(g) ------- SO2 (g)
2.3. Reacciones de descomposición
2.3.1. En una reacción de descomposición, el material de partida se descompone en dos o productos más simples.
2.4. Reacciones de sustitución simple
2.4.1. En una reacción de sustitución, los elementos de un compuesto son reemplazados por otros elementos. En una reacción de sustitución simple, un elemento de un reactivo intercambia su lugar con un elemento de otro compuesto reactivo.
2.5. Reacciones de sustitución doble
2.5.1. En una reacción de doble compensación, los iones positivos de los compuestos que reaccionan intercambian lugares.
2.6. Reacciones de combustión
2.6.1. Ejemplos de reacciones de combustión son la quema de una vela o combustible en el motor de un automóvil. En una reacción de combustión, un compuesto que contiene carbono, que es un combustible, se quema en presencia de oxígeno en el aire, produciendo dióxido de carbono (CO2), agua (H2O) y energía en forma de calor o llama.
3. El Mol
3.1. En la tienda, usted compra huevos por docena o gaseosas por caja. En una tienda de artículos para oficina, los pedidos de lápices se hacen por gruesas y los de papel por resmas. Términos como docena, gruesa, resma y caja sirven para contar el número de artículos presentes. Por ejemplo, cuando usted compra una docena de huevos, usted sabe que vendrán 12 huevos en el cartón.
3.2. Número de Avogadro
3.2.1. En química, las partículas como átomos, moléculas y iones se cuentan por medio del término mol, una unidad que contiene 6.02 x 1023 de dichas partículas. El número de Avogadro es un número muy grande, porque los átomos son tan pequeños que se necesita un número extremadamente grande de átomos para tener una cantidad suficiente que pesar y usar en reacciones químicas. El número de Avogadro se llama así en honor del físico italiano Amedeo Avogadro. Un mol de un compuesto iónico contiene un número de Avogadro de unidades fórmula, que son los grupos de iones representados por la fórmula de un compuesto iónico.
3.3. Moles de elementos en una fórmula
3.3.1. Ya se vio que los subíndices en una fórmula química de un compuesto indican el número de átomos de cada tipo de elemento. Por ejemplo, en una molécula de aspirina, su fórmula química es C9H8O4, lo que quiere decir que en el compuesto hay 9 átomos de carbono, 8 átomos de hidrógeno y 4 átomos de oxígeno. Los subíndices también indican el número de moles de cada elemento en un mol de aspirina: 9 moles de átomos C, 8 moles de átomos H y 4 moles de átomos O.
4. Masa molar
4.1. Un solo átomo o molécula es demasiado pequeño para pesarlo, ni siquiera con la báscula de laboratorio más sensible. De hecho, se necesita un enorme número de átomos o moléculas para tener suficiente sustancia y poder verla. Una cantidad de agua que contiene un número de Avogadro de moléculas de agua constituye apenas unos cuantos sorbos. En el laboratorio puede usar una báscula para pesar el número de Avogadro de partículas o un mol de una sustancia.
4.1.1. Para cualquier elemento, la cantidad denominada masa molar es el número de gramos que es igual a la masa atómica de dicho elemento. Se cuentan 6.02 x 1023 átomos de un elemento cuando se pesa el número de gramos igual a su masa molar.
4.2. Masa molar de un compuesto
4.2.1. Para determinar la masa molar de un compuesto, multiplique la masa molar de cada elemento por su subíndice en la fórmula y sume los resultados. Es una propiedad física de una sustancia y se calcula sumando las masas atómicas relativas de los átomos que componen una molécula o compuesto. La masa molar se utiliza para convertir entre la masa de una sustancia y el número de moles de esa sustancia.
4.3. Cálculos con el uso de la masa molar
4.3.1. La masa molar de un elemento o un compuesto es un factor de conversión útil porque convierte moles de una sustancia a gramos, o gramos a moles. Por ejemplo, 1 mol de magnesio tiene una masa de 24.3 g. Para expresar su masa molar como una equivalencia.