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Las reacciones químicasLas reacciones químicas

1º Bachillerato

Las reacciones químicas• Reacción química• Ecuación química• Ajuste de una ecuación química• Tipos de reacciones químicas• Estequiometría de una reacción• Cálculos con masas• Cálculos con volúmenes de gases• Reactivos en disolución• Reactivo limitante• Riqueza: reactivos con impurezas• Rendimiento de una reacción

Las reacciones químicas (2)• La energía en las reacciones químicas• Velocidad de una reacción química• Teoría de las colisiones• Teoría del estado de transición• Factores que influyen en la veloc. de reacción• Catalizadores

Reacción química

REACCIÓN QUÍMICA: es un proceso en el que una serie de sustancias llamadas reactivos se combinan entre sí, desapareciendo y dando lugar a otras sustancias totalmente diferentes llamadas productos.

En una reacción química, los átomos se organizan de diferente forma, lo que supone la ruptura de enlaces químicos en los reactivos y la formación de nuevos enlaces en los productos.

Reacción química(ejemplos)

Ecuación química

ECUACIÓN QUÍMICA: es la representación simbólica de una reacción química.

Al lado izquierdo de la ecuación se escriben las fórmulas de las sustancias de partida (reactivos). A la derecha se escriben las fórmulas de las sustancia finales (productos). Ambos lados se conectan mediante una flecha, que significa “reaccionan para formar”.

3 2 2NO + O NO + O→

3 2 2 24 NH + 3 O 2 N + 6 H O→

Ecuación química (2)

• El símbolo se utiliza en las reacciones reversibles para indicar que la reacción se produce en ambos sentidos.

• A veces se necesita indicar el estado de agregación de las sustancias, mediante los símbolos (g), (l), (s) y (aq).

• Encima o debajo de la flecha se suelen indicar las condicciones específicas de temperatura y presión.

2 2H + I 2 HI→¬

3 2 3 3PBr ( ) + 3H O ( ) 3HBr ( ) + H PO ( )→s l g l

2 3

350 C, 300atm2 3ZnO+Cr OCO ( ) + 2 H ( ) CH OH( )°→g g g

Ecuación química (3)

• La letra griega delta mayúscula, Δ, indica un calentamiento vigoroso de los reactivos.

• El desprendimiento de una sustancia gaseosa, se indica mediante una flecha hacia arriba colocada a la derecha de dicha sustancia.

• Igualmente, la aparición de un precipitado sólido se indica mediante una flecha hacia abajo.

Δ3 22 KClO ( ) 2 KCl( ) + 3 O ( )→s s g

2 22 HCl ( ) + Zn( ) ZnCl ( ) + H ( )→ ↑aq s aq g

3 3NaCl ( ) + AgNO ( ) NaNO ( ) + AgCl ( )→ ↓aq aq aq s

En una reacción química, el número total de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los productos.

AJUSTAR una ecuación química es conseguir que el número de átomos de cada elemento químico sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Para ello se colocan delante de las fórmulas unos números enteros (coeficientes estequiométricos)

¡CUIDADO!: En el ajuste nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas de los reactivos o productos.

Métodos de ajuste:

• Tanteo• Algebraicamente (sistema de ecuaciones)

Ajuste de una ecuación química

a) CaO + C → CaC2 + CO

b) C3H8 + O2 → CO2 + H2O

c) Na2CO3 + HCl → Na Cl + CO2 + H2O

d) PBr3 + H2O → HBr + H3PO3

e) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + HCl

f) NH3 + O2 → NO + H2O

Ajuste de una ecuación química (2)

Ejemplo:

Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por tanteo:

5 3 4

22

33

3

2

4 5 4 6

Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y productos: a HBr + b Fe → c FeBr3 + d H2

H) a = 2d Br) a = 3c Fe) b = c

Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3

Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos los siguientes coeficientes:

a = 6, b = 2, c = 2 y d = 3.

Por tanto la ecuación ajustada será:

6 HBr + 2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2

En una reacción química, el número total de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los productos.

Ajuste de una ecuación química (3)

Ejemplo:

Ajustar algebraicamente: HBr + Fe → FeBr3 + H2

Sean a, b, c, d y e los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y productos: a HNO3 + b Cu → c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O

H) a = 2e; N) a = 2c + d; O) 3a = 6c +d + e; Cu) b = c

Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda: a = 2e; a = 2 + d; 3a = 6 + d + e;

Sustituyendo a: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e

Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo queda: e = 4/3; d= 2/3; con lo que a = 8/3

Multiplicando todos los coeficientes por 3:

8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

Ajuste de una ecuación química (4)

Ejemplo:

Ajustar algebraicamente: HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Tipos de reacciones químicas

2 H2 + O2 → 2 H2O

CaCO3 → CaO + CO2

2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2

PbO + C → CO + Pb

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Tipos de reacciones químicas (2)

• SÍNTESIS: A + B → C

• DESCOMPOSICIÓN:

• Simple: A → B + C

• Mediante reactivo: AB + C → AC + BC

• SUSTITUCIÓN (desplazamiento):

• Simple: AB + C → AC + B

• Doble: AB + CD → AC + BD

Tipos de reacciones químicas (3)

• PRECIPITACIÓN: se forma una sustancia insoluble en el medio (acuoso) de la reacción, al intercambiarse un ion.

2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) → 2 KNO3 (aq) + PbI2 (s)↓

• REDOX (oxidación-reducción): se transfieren electrones entre los reactivos, provocando cambios en sus estados de oxidación. En la oxidación se pierden electrones y en la reducción se ganan.

Oxidante Reductor

Fe2O3 + 3 C → 2 Fe + 3 CO

• ÁCIDO-BASE: se transfiere un protón, H+. Los ácidos ceden protones y las bases los aceptan.

HCl + NH3 → Cl– + NH4+

Estequiometría de una reacción

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada nos indican la proporción con la que participa cada sustancia en la reacción química descrita.

La proporción indicada por los coeficientes estequiométricos está siempre referida a entidades elementales (átomos, moléculas, iones), o bien a moles de entidades elementales.

Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la reacción) se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de gases o disoluciones.

6 HBr + 2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2

Resolviendo las proporciones tendremos:

x = 43,5 g HBr ; y = 52,9 g FeBr3 ; z = 0,54 g H2

Cálculos con masas

Problema:En la reacción: 6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3H2 ¿qué cantidad de HBr reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades de H2 y FeBr3 se formarán?

6 moles 2 moles 2 moles 3 moles

6 x 80,9 =485,4 g

2 x 55,8 =111,6 g

2 x 295,5 =591,0 g

3 x 2 =6 g

x 10 g y z

Cálculos con masas (2)

Al2O3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2O

Resolviendo las proporcionen tenemos:

n = 1,18 mol H2SO4 ; x = 134,1 g Al2(SO4)3

Problema:Se tratan 40 g de oxido de aluminio con suficiente disolución de ác. sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme sulfato de aluminio, Al2(SO4)3 ,y agua. Calcula los moles del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que se forma.

1 mol 3 moles 1 mol 3 moles

1 x 102 =102 g

3 moles1x 342 =

342 g

40 g n x

Cálculos con volúmenes de gases

C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O

Resolviendo la proporción tenemos: n = 69 mol CO2

a)V = 69 mol · 22,4 L/mol = 1546 L CO2

b)V

Problema:Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá al quemar 1 kg de butano, C4H10 : a) en condiciones normales; b) a 5 atm y 50 ºC.

1 mol 6,5 moles 4 moles 5 moles

1 x 58 =58 g

4 moles

1000 g n

69 mol· 0,082 atm·L · 323Kn·R·TV = = =

p K·mol· 5 atm365,5 L

Cálculos con volúmenes de gases (2)

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

Resolviendo la proporción tenemos: n = 0,0957 mol O2

Problema:El oxígeno es un gas que se obtiene por descomposición térmica del clorato de potasio en cloruro de potasio y oxígeno ¿Qué volumen de oxígeno medido a 19 ºC y 746 mm Hg se obtendrá a partir de 7,82 g de clorato de potasio.?

2 moles 2 moles 3 moles

2 x 122,6 =245,2 g

3 moles

7,82 g n

0,0957mol· 0,082 atm·L ·292Kn·R·TV = = =

p K·mol· (746/760) atm2,33 L

Reactivos en disolución

2 NaOH + MgSO4 → Mg(OH)2 + Na2SO4

Resolviendo la proporción tenemos:

x = 8,7 g Mg(OH)2

Problema:Añadimos 150 mL de disolución 2 M de hidróxido de sodio a otra disolución de sulfato de magnesio. Averigua la masa de hidróxido de magnesio que se formará si el sulfato de magnesio está en exceso.

2 moles 1 mol 1 mol 1 mol

2 moles1 x 58,3 =

58,3 g

0,150 x 2 =0,3 moles

x

Reactivo limitante

Hay veces que las cantidades de reactivos que se mezclan no están en la relación estequiométrica.

En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y no reaccionará todo él.

El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante, ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.

Cualquier cálculo en una reacción química debe hacerse a partir de la cantidad de reactivo limitante, que es el único que se consume completamente.

Reactivo limitante (2)

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

Resolviendo la proporción tenemos: x = 7,8 g H2O < 9 g H2O

Esto es, el sodio es el reactivo limitante y que el agua está en exceso.(no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g H2O)

y = 14,4 g NaOH

Problema:Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y la masa de hidróxido de sodio se formará. En la reacción se desprende también hidrógeno.

2 moles 2 moles 2 moles 1 mol

2 x 23 =46 g

2 x 18 =36 g

2 x 40 =80 g

10 g x y

Reactivo limitante (3)

AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3

Resolviendo la proporción tenemos:

x = 16,6 g AgNO3 reaccionan;

25 g – 16,6 g = 8,4 g AgNO3 quedan sin reaccionar

Problema:Hacemos reaccionar 25 g de nitrato de plata con cierta cantidad de cloruro de sodio y obtenemos 14 g de precipitado de cloruro de plata. Averigua la masa de nitrato de plata que no ha reaccionado.

1 mol 1 mol 1 mol 1 mol

169,8 g 143,3 g

x 14 g

Riqueza: reactivos con impurezasLa mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro, sino que contienen impurezas.

RIQUEZA: es el porcentaje de sustancia pura que tiene la muestra.

m (sustancia pura)riqueza = ·100

m (muestra)

Ejemplo:Calcula la cantidad de sustancia pura que contiene una muestra de 200 g de hidróxido de sodio al 96 %.

96200 g · =

100 192 g NaOHpuro

Reactivos con impurezas (2)

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑

Resolviendo la proporción tenemos: x = 32,2 L H2 (CN)

Problema:Tratamos una muestra de cinc con ácido clorhídrico del 70 % de riqueza. Si se precisan 150 g de ácido para que reaccione todo el cinc, calcula el volumen de hidrógeno desprendido en C.N.

1 mol 2 moles 1 mol 1 mol

2 x 36,5 =73 g

22,4 L

105 g x

70m(HCl) =150 g · =105 g HClpuro

100

Reactivos con impurezas (3)

S + O2 → SO2

Resolviendo la proporción tenemos: n = 3,44 mol SO2

Problema:Un gasóleo de calefacción contiene un 0,11 % en peso de azufre. Calcula los litros de dióxido de azufre (medidos a 20 ºC y 1 atm) que se producirán al quemar totalmente 100 kg de gasóleo.

1 mol 1 mol 1 mol

32 g 1 mol

110 g n

0,11m(S) =100 kg · = 0,11kg =110 g S

100

3,44 mol· 0,082 atm·L ·293Kn·R·TV = = =

p K·mol·1 atm 282,6 L SO

Rendimiento de una reacciónPor diferentes razones, las cantidades de producto obtenidas siempre son menores del valor máximo teórico.

cantidad real de producto obtenida= ·100

cantidad teórica de productoRendimiento

Ejemplo:La combustión completa de 100 g de azufre producen 60 litros de dióxido de azufre, medidos en C.N. Calcula el rendimiento de la reacción.

S + O2 → SO2

Resolviendo la proporción tenemos: x = 70 L SO2

Rendimiento = (60 L / 70 L) · 100 = 85,7 %

1 mol 1 mol 1 mol

32 g 22,4 L

100 g x

La energía en las reacciones químicasCALOR DE REACCIÓN: es la cantidad de energía intercambiada con el entorno cuando tiene lugar una reacción química, debido a que la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es distinta a la almacenada en los enlaces de los productos de la reacción.

QR = ∆EREACCIÓN = EPRODUCTOS – EREACTIVOS

La reacciones más frecuentes transcurren a presión constante. El calor de reacción a presión constante coincide con la variación de una magnitud termodinámica llamada ENTALPÍA, H.

QP = ∆H = HPRODUCTOS – HREACTIVOS

REACCIÓN EXOTÉRMICA: si el sistema ha cedido energía a su entorno:

∆H < 0; HPRODUCTOS < HREACTIVOS

REACCIÓN ENDOTÉRMICA: si el sistema ha tenido que adsorber energía:

∆H > 0; HPRODUCTOS > HREACTIVOS

La energía en las reacciones químicas (2)

Reacción exotérmica:

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) + 393,5 kJ

C (s) + O2 (g) → CO2 (g); ∆HR = –393,5 kJ

Reacción endotérmica:

2 HgO (s) + 181,6 kJ → 2 Hg (l) + O2 (g)

2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2(g); ∆HR = 181,6 kJ

La energía en las reacciones químicas (3)

2 HgO → 2 Hg + O2 ; ∆H = 181,6 kJ

Resolviendo las proporciones tenemos:

x = 272,4 kJ; y = 33,6 L O2

Problema:La descomposición de 2 moles de HgO en mercurio y oxígeno precisa 181,6 kJ a O ºC y 1 atm. Calcula: a) la energía necesaria para descomponer 649,8 g de HgO; b) el volumen de O2 que se obtiene en esas condiciones cuando se descompone la cantidad suficiente de HgO mediante 500 kJ.

2 moles 2 moles 1 mol 181,6 kJ

2 x 216,6 =433,2 g

22,4 L 181,6 kJ

649,8 g x

y 500 kJ

Velocidad de una reacción

VELOCIDAD DE REACCIÓN: es la variación de la concentración de un determinado reactivo (o producto) en la unidad de tiempo.

Para una reacción genérica: A → B , la concentración de cada especie variará con el tiempo según muestra la figura.

[ ] [ ]r

Δ B Δ AV = = -

Δt Δt

Teoría de las colisiones

Para que se produzca una reacción química es necesario que las moléculas de los reactivos choquen de forma eficaz:

•Para que al chocar puedan romperse los enlaces, las moléculas deben tener una energía suficiente (energía de activación).

•El choque ha de producirse en una orientación adecuada, para que la reacción pueda tener lugar.

Choques en la reacción: N2O + NO → N2 + NO2

Teoría del estado de transiciónEsta teoría postula la existencia de una especie química (complejo activado) en un estado intermedio (estado de transición) en el camino de reactivos a productos.

El complejo activado tiene una estructura que se halla entre la de los reactivos y la de los productos. Los enlaces antiguos están debilitados y se están formando los nuevos.

La energía de activación, Ea, es la energía necesaria para llegar al complejo activado desde los reactivos.

Teoría del estado de transición (2)El perfil energético de una reacción representa las variaciones energéticas sucedidas a medida que avanza la reacción.

Factores que influyen en la velocidad

• Naturaleza de los reactivos: Las reacciones que no implican una reajuste de enlaces suelen ser muy rápidas. Sin embargo, las que suponen rupturas de enlaces covalentes suelen ser lentas.

• Concentración de los reactivos: La velocidad generalmente aumenta con la concentración de los reactivos.

• Estado físico de los reactivos: Las reacciones entre gases son las más rápidas. Con los sólidos, la velocidad aumenta cuando están finamente divididos (pulverizados).

• Temperatura: La velocidad aumenta mucho con la temperatura.

• Catalizadores e inhibidores: Un catalizador es una sustancia que aumenta mucho la velocidad de la reacción sin consumirse en ella. Un inhibidor, por el contrario, ralentiza mucho la velocidad de reacción.

Catalizadores

Son sustancias que, incluso en cantidades muy pequeñas, modifican la velocidad de una reacción. Pues aunque no aparecen en la reacción global, sí intervienen en su mecanismo con lo que consiguen variar la energía de activación (normalmente disminuirla para que la reacción se acelere)