2. Índice:
1. La energía en las reacciones químicas
2. Calor y entalpia de reacción
3. Ley de Hess y sus aplicaciones
4. Velocidad de una reacción química
5. Factores que influyen en la velocidad de reacción
6. Algunas reacciones químicas de interés
7. Reacciones químicas y medio ambiente
8. Desarrollo y sostenibilidad

3. 1. La energía en las reacciones
químicas
 Tipos de energía y energía química
La energía es la capacidad que tiene un cuerpo para realizar un trabajo o transferir calor
 Energía química:
La energía asociada a las uniones entre los átomos, los iones o las moléculas que
componen cada sustancia.
 Cambios energéticos en las reacciones químicas
Una reacción química consiste en la ruptura y formación de enlaces , un exceso o un
defecto se convierte en otros tipos de energía

4.  Sistemas termodinámicos
El sistema es aquella porción del universo que contiene las sustancias que
participan en la reacción.
Los alrededores (el miedo o el entorno)
 Hay tres tipos de sistemas: abiertos , cerrados y aislados
Si la reacción transcurre en un sistema abierto o en uno cerrado se puede
intercambiar calor y trabajo con el entrono
En un sistema aislado la energía desprendida se invierte en aumentar la
temperatura si la reacción química consume la temperatura, la temperatura del
sistema baja.

5.  Reacciones exotérmicas y endotérmicas
La forma mas común en la que se manifiesta la variación de energía química
durante una reacción es calor
Según desprendan o absorban se clasifican en endotérmicas y exotérmicas:
 Se denominan reacciones exotérmicas aquellas en las cuales se desprende calor
desde el sistema hacia el exterior.
 Se denominan reacciones endotérmicas aquellas en las que sistema absorbe
calor de su entorno.

6. 2. Calor y entalpia de reacción
 El calor de reacción es la cantidad de calor intercambiado entre el sistema y su
entorno cuando tiene lugar una reacción química en el seno del primero a
temperatura constante.
 ∆H=Qp
Entalpia H cuya variación coincide con el calor de la reacción a presión constante:
 Es una magnitud extensiva
 Es una función de estado
 Resulta imposible medir su valor absoluto

7.  Diagramas entálpicos
La entalpia de la reacción puede ser positiva o negativa:
 Si es positiva es porque la entalpia de los productos es mayor que la de los
reactivos es decir el sistema ha tenido que absorber calor es decir endotérmica
 Si es negativa debe cumplirse que la entalpia de los productos sea menor que la
de los reactivos es decir exotérmica
Un diagrama entálpico es una representación grafica que refleja, de forma
esquemática, el cambio de entalpia de un proceso

8.  Estados estándar y entalpías estándar
 La presión estándar es un bar
 Cada especie química que interviene en la reacción ha de encontrarse en el
estado de agregación en el que es mas estable a la presión estándar.
 Para sustancias disueltas el estado estándar se refiere a la concentración 1
molar.
 No existe temperatura estándar, pero la temperatura habitual es 25 grados

9.  Ecuaciones termoquímicas
 Una ecuación termoquímica es una ecuación química ajustada en la que se
indican expresamente, y a la derecha de ella, las magnitudes termodinámicas
correspondientes; casi siempre la entalpia.

10. 3. Ley de Hess y sus aplicaciones
Aunque el calor no es una función de estado la entalpia de reacción si lo es. Este
hecho permite utilizar un ciclo termodinámico conocido como ley de Hess
Pero al ser la entalpia una función de estado se puede descomponer como suma de
otras.
 Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras,
su entalpia de reacción es igual a la suma algebraica de las entalpias de las
reacciones intermedias

11. 4. velocidad de una reacción
química:
 La cinética química estudia la velocidad de las reacciones químicas y los
factores que influyen sobre ella.
 La velocidad de reacción es la variación de la concentración de un determinado
reactivo en la unidad de tiempo

12.  Teoría de colisiones
En toda reacción química es necesaria una ruptura de los enlaces en las
moléculas de las sustancias reaccionantes, esto es denominado teoría de
colisiones. El choque de moléculas eficaz se produce cuando:
 Las moléculas disponen de una energía cinética suficiente para romper los
enlaces. Esta energía mínima se denomina energía de activación.
 El choque ha de tener una orientación adecuada. Si no, aunque las
moléculas tengan suficiente energía, no tendrá lugar la reacción.

13.  Teoría del estado de transición:
Esta teoría estudia cómo va cambiando la energía del sistema. Para ello propone
un estado de transición. El estado intermedio se denomina estado de
transición, y la especie intermedia, complejo activado.
El complejo activado es la especie mas energética y, por lo tanto, inestable. Se
descompone rápidamente originando los productos.

14.  La energía de activación des proceso directo, Eda, es la diferencia de energía
entre el complejo activado y los reactivos; y la energía de activación del proceso
inverso, Eia, la diferencia energética entre el complejo activado y los productos.
Proceso exotérmico Proceso endotérmico

15. 5. factores que influyen en la
velocidad de reacción
 Los factores que ayuden a que haya un mayor número de choques eficaces
producirán un aumento en la velocidad de reacción.
Naturaleza de los reactivos:
 Las reacciones que no implican un reajuste de enlaces suelen ser muy rápidas.
2 I- (aq) + Pb2+ (aq) → PbI2 (s) ↓
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Experimentalmente se observa que la primera es muy rápida ,mientras que la
segunda es muy lenta. La primera reacción no requiere ruptura de enlaces, sin
embargo, la segunda requiere la ruptura de enlaces

16.  Concentración y estado físico de los reactivos
Cuanto mayor sea la concentración de las especies reactivas, mayor será la
probabilidad de que las partículas colisionen.
 En general, la velocidad de una reacción aumenta con la concentración de
las especies reaccionantes.
 Las reacciones entre gases son las más rápidas. Si en una reacción
interviene un sólido, cuando más pulverizado este, mayor será su superficie
de contacto y, por lo tanto, transcurrirá más rápidamente.

17.  Efecto de la temperatura:
 La velocidad de las reacciones químicas aumenta notablemente con la
temperatura.
La velocidad de una reacción se duplica cuando la temperatura aumenta 10 º C.
esto se debe a que cuando aumenta la temperatura aumenta el número de
moléculas con energía cinética.

18.  Presencia de catalizadores e inhibidores:
 Un catalizador es una sustancia que aumenta notablemente la velocidad de una
reacción química sin consumirse en ella. El fenómeno se denomina catálisis.
Características:
o Se recuperan al final del proceso.
o No alteran las variables termodinámicas del proceso
o Reducen la energía de activación en la misma cuantía
o Son muy específicos.
o Su actividad solo tiene lugar en un margen muy estrecho de algunas
magnitudes.
Los inhibidores son sustancias que ralentizan la velocidad de reacción

19. 6. Algunas reacciones químicas
de interés
 Reacciones de combustión:
 Una combustión es un proceso químico en el que la sustancia reacciona con
oxígeno, produciéndose un rápido desprendimiento en forma de calor y luz.
Un ejemplo típico es la “ muerte dulce”, que se origina cuando se produce
una combustión incompleta, y se forma el CO, que es un gas muy tóxico, este gas
se mezcla con la hemoglobina de la sangre e impide el trasporte del oxígeno.

20.  Reacciones en los seres vivos:
Las reacciones en los seres vivos la producen los alimentos, su fuente de energía es la
glucosa.
Esta combustión se realiza en células y consta de varias etapas:
o Si la reacción fuere en una sola etapa destruiría a la célula debido a la tal cantidad
de energía desprendida.
o Estos procesos suelen ser muy lentos pero las enzimas actúa acelerando el
proceso.
 Reacciones en las industrias:
Las materias primas son el ácido Sulfúrico, el amoniaco y el propeno y como
productos finales los plásticos.

21. 7. Reacciones químicas y medio
ambiente
 Efecto invernadero anómalo:
El efecto invernadero se realiza gracias a que la atmósfera está compuesta de
CO2, H2O y al NH3. Sin estos elementos la tierra sería un planeta helado.
La atmósfera absorbe los rayos del sol y calienta la tierra. Pero debido a la quema
de combustibles Fósiles desprende mas CO2 a la atmósfera, y debido a eso se está
produciendo un calentamiento.

22.  El agujero de la capa de ozono:
La radiación UV que llega a la tierra es casi nula, gracias a la capa de ozono y
debido a esto hay vida.
Pero la emisión de ciertos gases está destruyendo la capa de Ozono, y si se destruye
no habrá vida porque habrá una alta radiación UV.

23.  La lluvia ácida:
La lluvia ácida es debida a la presencia de NO2 y SO3 en la atmósfera, estos ácidos
experimentan reacciones y se convierten en HNO3 y H2SO4.
La presencia de estos óxidos tiene un doble origen la naturaleza y la actividad
industrial.

24. 8. Desarrollo y sostenibilidad
 Desarrollo sostenible:
 Aquel desarrollo que satisface las necesidades de las generaciones presentes
sin comprometer las posibilidades de las del futuro para atender sus propias
necesidades.
Son recursos para sustituir a los combustibles fósiles.

25.  Repercusiones asociadas al uso de combustibles fósiles:
Hay dos aspectos:
o Medioambientales: la principal contaminación es la combustión fósil y todo
esto está originando un cambio climático.
o Socioeconómicos: La dependencia de los países por los combustibles fósiles
condiciona el desarrollo de la sociedad, y además es posible el agotamiento de
los combustibles fósiles para a mediados de este siglo.

26.  Sostenibilidad energética:
La sociedad busca nuevos recursos:
o Energía renovable: algunas de sus ventajas son que no tiene incidencias sobre
la naturaleza y sus inconvenientes son que son muy caras aún.
o Trasporte sostenible: Crear vehículos sostenibles, es decir, eléctricos, de
propulsión híbrida…

27. Trabajo realizado por:
 Antonio Ariza Martín.
 Carlos Cubero Arteaga.
 Gabriel Pastor Sánchez.