Unidad 2 - Física y Química (1º Bachillerato): Las reacciones químicas

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Las reacciones químicas
1º Bachillerato

2. 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

3. 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

4. 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.

5. Reacción química
(ejemplos)

6. 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”.
NO + O3 → NO2 + O2
4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O

7. Ecuación química (2)
• El símbolo  se utiliza en las reacciones reversibles para indicar
que la reacción se produce en ambos sentidos.
→

H2 + I2 ¬  2 HI
• A veces se necesita indicar el estado de agregación de las
sustancias, mediante los símbolos (g), (l), (s) y (aq).
PBr3 (s) + 3 H2O (l) → 3 HBr (g ) + H3PO3 (l)
• Encima o debajo de la flecha se suelen indicar las condicciones
específicas de temperatura y presión.
350 ° C, 300atm
CO (g ) + 2 H2 (g )  CH3OH(g )
→
ZnO+Cr2O3

8. Ecuación química (3)
• La letra griega delta mayúscula, Δ, indica un calentamiento
vigoroso de los reactivos.
Δ
2 KClO3 (s)  2 KCl(s) + 3 O2 (g )
→
• El desprendimiento de una sustancia gaseosa, se indica mediante
una flecha hacia arriba colocada a la derecha de dicha sustancia.
2 HCl (aq) + Zn (s) → ZnCl2 (aq) + H2 (g ) ↑
• Igualmente, la aparición de un precipitado sólido se indica
mediante una flecha hacia abajo.
NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s) ↓

9. Ajuste de una ecuación química
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)

10. Ajuste de una ecuación química (2)
Ejemplo:
Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por tanteo:
a)
CaO + 3 C →
b)
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4H2O
c)
Na2CO3 + 2 HCl → 2 Na Cl + CO2 + H2O
d)
PBr3 +
e)
f)
3
H2SO4 +
4
NH3 +
5
CaC2 +
3
H2O →
BaCl2 →
O2 →
4
CO
HBr +
H3PO3
2
BaSO4 + HCl
NO +
6
H 2O

11. Ajuste de una ecuación química (3)
Ejemplo:
Ajustar algebraicamente:
HBr + Fe → FeBr3 + H2
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.

12. Ajuste de una ecuación química (4)
Ejemplo:
Ajustar algebraicamente: HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
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

13. Tipos de reacciones químicas

14. Tipos de reacciones químicas (2)
• SÍNTESIS:
A+B→ C
2 H2 + O2 → 2 H2O
• DESCOMPOSICIÓN:
• Simple:
A→ B+C
• Mediante reactivo:
AB + C → AC + BC
CaCO3 → CaO + CO2
2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2
• SUSTITUCIÓN (desplazamiento):
• Simple:
AB + C → AC + B
• Doble:
AB + CD → AC + BD
PbO + C → CO + Pb
HCl + NaOH → NaCl + H2O

15. 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.
Fe2O3 + 3 C → 2 Fe + 3 CO
Oxidante
Reductor
• ÁCIDO-BASE:
se transfiere un protón, H+. Los ácidos ceden
protones y las bases los aceptan.
HCl + NH3 → Cl– + NH4+

16. 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.

17. 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 H 2 y FeBr3 se formarán?
6 HBr
+
→ 2 FeBr3
2 Fe
+
3 H2
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
3x2=
6g
x
10 g
y
z
Resolviendo las proporciones tendremos:
x = 43,5 g HBr ;
y = 52,9 g FeBr3 ;
z = 0,54 g H2

18. Cálculos con masas (2)
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.
Al2O3
+
3 H2SO4
→ Al2(SO4)3 +
1 mol
3 moles
1 mol
1 x 102 =
102 g
3 moles
1x 342 =
342 g
40 g
n
3 H2O
3 moles
x
Resolviendo las proporcionen tenemos:
n = 1,18 mol H2SO4 ;
x = 134,1 g Al2(SO4)3

19. Cálculos con volúmenes de gases
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.
C4H10
1 mol
+
13/2 O2
6,5 moles
→
4 CO2
4 moles
1 x 58 =
58 g
4 moles
1000 g
n
Resolviendo la proporción tenemos: n = 69 mol CO 2
a)V = 69 mol · 22,4 L/mol = 1546 L CO2
n·R·T 69 mol· 0,082 atm·L · 323K
V=
=
= 365,5 L
p
K·mol· 5 atm
b)V
+
5 H 2O
5 moles

20. Cálculos con volúmenes de gases (2)
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 KClO3
2 moles
→
2 KCl
2 moles
+
3 O2
3 moles
2 x 122,6 =
245,2 g
3 moles
7,82 g
n
Resolviendo la proporción tenemos: n = 0,0957 mol O 2
V=
n·R·T 0,0957 mol· 0,082 atm·L · 292K
=
= 2,33 L
p
K·mol· (746/760) atm

21. Reactivos en disolución
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 NaOH
2 moles
+
MgSO4
1 mol
→
Mg(OH)2 +
Na2SO4
1 mol
1 mol
2 moles
1 x 58,3 =
58,3 g
0,150 x 2 =
0,3 moles
x
Resolviendo la proporción tenemos:
x = 8,7 g Mg(OH)2

22. 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.

23. Reactivo limitante (2)
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 Na
+
2 H2O
→
2 NaOH
2 moles
2 moles
2 moles
2 x 23 =
46 g
2 x 18 =
36 g
x
H2
2 x 40 =
80 g
10 g
+
y
Resolviendo la proporción tenemos:
1 mol
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

24. Reactivo limitante (3)
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.
AgNO3
1 mol
+
NaCl
1 mol
→
AgCl↓
1 mol
169,8 g
NaNO3
1 mol
143,3 g
x
+
14 g
Resolviendo la proporción tenemos:
x = 16,6 g AgNO3 reaccionan;
25 g – 16,6 g = 8,4 g AgNO3 quedan sin reaccionar

25. Riqueza: reactivos con impurezas
La 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 %.
200 g ·
96
= 192 g NaOH puro
100

26. Reactivos con impurezas (2)
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.
m (HCl) = 150 g ·
Zn
1 mol
+
70
= 105 g HClpuro
100
2 HCl
2 moles
→
ZnCl2
1 mol
+
H 2↑
1 mol
2 x 36,5 =
73 g
22,4 L
105 g
x
Resolviendo la proporción tenemos:
x = 32,2 L H2 (CN)

27. Reactivos con impurezas (3)
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.
m (S) = 100 kg ·
S
1 mol
+
0,11
= 0,11kg = 110 g S
100
O2
1 mol
→
SO2
1 mol
32 g
1 mol
110 g
n
Resolviendo la proporción tenemos:
n = 3,44 mol SO2
n·R·T 3,44 mol· 0,082 atm·L · 293K
V=
=
= 82,6 L SO2
p
K·mol· 1 atm

28. Rendimiento de una reacción
Por diferentes razones, las cantidades de producto obtenidas
siempre son menores del valor máximo teórico.
cantidad real de producto obtenida
Rendimiento =
· 100
cantidad teórica de producto
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
1 mol
+
O2
1 mol
→
SO2
1 mol
32 g
22,4 L
100 g
x
Resolviendo la proporción tenemos:
x = 70 L SO2
Rendimiento = (60 L / 70 L) · 100 = 85,7 %

29. La energía en las reacciones químicas
CALOR 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

30. 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

31. La energía en las reacciones químicas (3)
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 HgO
2 moles
2 Hg
+
2 moles
O2 ;
1 mol
181,6 kJ
22,4 L
2 x 216,6 =
433,2 g
181,6 kJ
649,8 g
x
y
Resolviendo las proporciones tenemos:
x = 272,4 kJ;
∆H = 181,6 kJ
y = 33,6 L O2
500 kJ

32. 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.
Δ [ B]
Δ[ A]
Vr =
=Δt
Δt

33. 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

34. Teoría del estado de transición
Esta 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.

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

36. 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.

37. 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)