1.
HIPOTESIS

2.
JUSTIFICACION

3.
REACCIONES
QUÍMICAS
REACCIONES
QUÍMICAS

4.
 Transformaciones físicas y químicas
 Reacción química
 Tipos de reacciones químicas
 Ecuación química
 Vídeos
 Ejercicios
 Teoría de las reacciones químicas
 Velocidad de las reacciones químicas
 Energía de las reacciones químicas
 Carácter cuantitativo de las reacciones químicas
REACCIONES QUÍMICAS
Apéndice: Materiales premiados CNICE páginas Web “Reacciones Químicas”

5.
Cuando se vierte nitrógeno líquido, este hierve
vivamente al adquirir la temperatura ambiente.
 Procesos o cambios físicos  Procesos o cambios químicos.
Reacciones químicas
En la naturaleza se producen gran variedad de cambios, como la dilatación de un metal, los cambios de
estado del agua, la oxidación de algunos metales, el movimiento de los coches, ...
Las sustancias mantienen su naturaleza
y sus propiedades esenciales, es decir,
siguen siendo las mismas sustancias.
Las sustancias cambian su naturaleza, se
transforman en otras distintas, que
tienen propiedades diferentes.
La sacarosa (azúcar de mesa) reacciona con
clorato de potasio formando nuevas sustancias,
como esta extraña masa de carbono.
La ceniza que se crea en la hoguera es una
sustancia distinta a la madera.
El balón de fútbol en movimiento
sigue siendo un balón.
La herrumbre que se forma en la viga
es una sustancia distinta al hierro.En la fotosíntesis, las plantas producen
oxígeno y nutrientes a partir de dióxido
de carbono y agua.
Ebullición de nitrógeno
La mantequilla, al derretirse,
sigue siendo mantequilla.
La botella rota sigue siendo de
vidrio.
Reacción entre la sacarosa y
el clorato potásico
Procesos Físicos y Químicos

6.
Reacciones Químicas
Las reacciones químicas son cambios químicos, en ellas unas
sustancias desaparecen y se transforman en otras distintas.
A los componentes que entran en reacción se les llama
reactivos y a los obtenidos productos.
Por ejemplo, al arder metano (CH4) con oxígeno (O2) se forma dióxido de
carbono (CO2) y agua (H2O) , sustancias distintas a las anteriores.

7.
Ecuaciones Químicas
Una ecuación química es la representación
escrita y abreviada de una reacción química.
A la izquierda se escriben las fórmulas de los
reactivos (sustancias re accionantes)
A la derecha se escriben las fórmulas de los
productos (sustancias resultantes)
Separadas por una flecha.
También pueden contener información sobre el
estado físico de las sustancias y sobre las
condiciones de la reacción.
Ejemplo: Descomposición carbonato de calcio
CaCO3 Cao + CO2
Δ
(s) (g)(s)

8.
Ecuaciones Químicas
Las ecuaciones tienen que estar ajustadas
(igualadas, balanceadas), es decir, tiene que
haber el mismo número de átomos de cada
elemento a ambos lados de la flecha. Se utilizan
entonces, coeficientes estequiométricos, que
son números que se colocan delante de las
fórmulas de reactivos y productos.
3 2 3CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O
Ejemplo: Combustión de etanol

9.
15
2
6 7C6H14O4 + O2 → CO2 + H2O6
2. Ajustar H.
2 C6H14O4 + 15 O2 → 12 CO2 + 14 H2O
4. Multiplicar por dos3. Ajustar O.
Comprobar todos los elementos.
Ecuación Química:
1. Ajustar C.
6 7
Ejemplo: Combustión de trietilenglicol
Ecuaciones Químicas

10.
Al + HCl → AlCl3 + H2
Ecuación química
Ajuste de la ecuación
2 6 2 3
Ejemplo: Reacción del aluminio con ácido clorhídrico
Ejemplo: Combustión pentano
Ejemplo: Reacción de monóxido de nitrógeno con oxígeno
Ecuaciones Químicas

11.
Teoría de las Reacciones Químicas
Teoría de las colisiones. Estado de transición
Una reacción química supone la ruptura de ciertos
enlaces de las moléculas de reactivos y la formación
de otros nuevos, para dar lugar a las moléculas de
productos.Cuando se introduce un trozo de sodio
caliente en el interior de un frasco que
contiene gas cloro, se produce una
violenta reacción en la que se forma una
sustancia nueva, el cloruro de sodio.
Esta reacción se puede expresar así:
Ejemplo: Formación de cloruro de sodio

12.
2 Na + Cl2 2 Na Cl

13.
Teoría de las Reacciones Químicas
Teoría de las colisiones. Estado de transición
Ejemplo:
Formación de cloruro
de hidrógeno

14.
Teoría de las Reacciones Químicas
Teoría de las colisiones. Estado de transición
Ejemplo:
CO + NO2 →CO2 + NO

15.
Teoría de las Reacciones Químicas
Teoría de las colisiones. Estado de transición

16.
Teoría de las Reacciones Químicas
Teoría de las colisiones. Estado de transición
Para que se forme el complejo activado, es necesario que las moléculas choquen.
Pero puede ocurrir que dos moléculas choquen entre sí y no se produzca reacción alguna,
entonces se dice que el choque no es eficaz o efectivo.
Para que un choque entre moléculas sea eficaz o efectivo es necesario que cumpla dos
condiciones:
 Que las moléculas tengan energía cinética suficiente para romper o debilitar
adecuadamente sus enlaces, es decir, para poder formar el complejo activado. Estas
moléculas se llaman activadas.
La energía cinética de las moléculas, aumenta al hacerlo la temperatura.
Se denomina energía de activación a la energía que necesitan los reactivos para que
puedan formar el complejo activado, es decir para que la reacción se produzca. Es la
diferencia entre la energía del complejo activado y la suma de las entalpías de los
reactivos.
 Que las moléculas al chocar lo hagan con la orientación adecuada para que se puedan
romper los enlaces moleculares.
Cuando se cumplen estas condiciones se verifica la reacción entre las moléculas.
Simulador
choques

17.
Teoría de las Reacciones Químicas
Teoría de las colisiones. Estado de transición
Choque eficaz. Las moléculas chocan con la orientación adecuada
Choque no eficaz. Las moléculas, al chocar, no tienen la orientación adecuada

18.
Teoría de las Reacciones Químicas
Teoría de las colisiones. Estado de transición

19.
Velocidad de las Reacciones Químicas
La velocidad de una reacción es la cantidad de sustancia formada o transformada por unidad de
tiempo
No todas las reacciones transcurren con la misma velocidad. Algunas reacciones químicas se
producen de forma casi instantánea y otras trascurren lentamente.
Por ejemplo, las explosiones y detonaciones son tan rápidas que resulta muy difícil medir su
velocidad, sin embargo, el cemento necesita varios días para fraguar, es decir, para endurecer, es
una reacción lenta.
La velocidad de una reacción depende de:
 La energía de activación de la reacción: si la energía de activación es alta la
reacción será lenta y si es baja la reacción será rápida.
 El número de choques eficaces entre las partículas que reaccionan (átomos,
moléculas o iones): cuanto mayor sea el número de choques eficaces mayor
será la velocidad de reacción.

20.
Velocidad de las Reacciones Químicas
Los factores que determinan la velocidad de reacción son:
 La naturaleza de los reactivos: determina cuál será la energía de activación de cada reacción.
 La concentración de los reactivos: la velocidad de una reacción aumenta con la concentración de los
reactivos ya que aumenta el número de choques.
Para aumentar la concentración de un gas es necesario aumentar su presión. Para aumentar la
concentración de una disolución habrá que aumentar la cantidad de soluto.
 El estado físico de los reactivos: las reacciones entre gases y entre sustancias en disolución serán
las más rápidas, pues las partículas se muevan con mayor libertad y velocidad, produciéndose un
mayor número de colisiones entre ellas. Las reacciones de los sólidos con líquidos o gases no son
generalmente muy rápidas, pero si el sólido está triturado o pulverizado, aumenta la velocidad de
reacción, porque al aumentar la superficie de contacto entre del sólido con el líquido o el gas, también
aumenta el número de choques.
 La temperatura: la velocidad de reacción aumenta con la temperatura. Al aumentar temperatura,
aumenta la energía cinética de las partículas (aumenta la velocidad con que se mueven), con lo que la
probabilidad de que se produzcan choques eficaces es mayor.
 Los catalizadores: son sustancias distintas de los reactivos y productos que modifican la velocidad de
una reacción, recuperándose íntegramente cuando la reacción finaliza.
Los catalizadores hacen que la reacción transcurra por un camino diferente en que la energía de
activación sea otra. Pueden disminuir la energía de activación, entonces la velocidad de la reacción
aumenta, se llaman catalizadores positivos; o pueden aumentar la energía de activación, entonces la
velocidad de la reacción disminuye, se llaman catalizadores negativos.

21.
Energía en las Reacciones Químicas
En las reacciones químicas se producen transformaciones de energía, además de materia.
La energía interna de una sustancia es la suma de todas las energías de esa sustancia, debida a las
posiciones y los movimientos de las partículas subatómicas, de los átomos y de las moléculas que la
constituyen, y a las uniones de los átomos.
En todas las reacciones químicas se produce una variación en la energía interna de las sustancias que
intervienen. En el estado inicial los reactivos tienen una energía interna y en el estado final los productos
tienen otra. La diferencia de energía entre ambos estados se absorbe (reacciones endoenergéticas) o se
desprende en la reacción (reacciones exoenergéticas), Si el sistema químico disminuye su energía, la
comunica al medio ambiente, y si la aumenta, es porque la ha absorbido de él.
Atendiendo al intercambio de energía en forma de calor con el exterior, las reacciones se clasifican en:
 Exotérmicas: desprenden energía en forma de calor.
Ejemplo: Combustión de metano CH4 + 2 O2  CO2 +2 H2O + 890 kJ
La ecuación termoquímica indica que por cada mol de metano (16 g) quemado se liberan 890 kJ.
 Endotérmicas: absorben energía en forma de calor.
Ejemplo: Descomposición de óxido de mercurio 2 HgO + 181 kJ  2 Hg + O2
La ecuación termoquímica indica que por cada dos moles de óxido de mercurio que se descomponen
se absorben del medio 181 kJ

22.
Quimioluminiscencia
Algunas reacciones químicas exoenergéticas emiten en energía en forma de radiación luminosa.

23.
Energía en las Reacciones Químicas
Reacción endotérmica: Absorbe calor
∑Hproductos > ∑Hreactivos
Reacción exotérmica: Desprende calor
∑Hproductos < ∑Hreactivos
Se denomina entalpía de reacción (H) al calor absorbido o desprendido en una reacción química a
presión constante.
Es la diferencia entre la suma de las entalpías de los productos y la suma de las entalpías de los
reactivos: ∑Hproductos - ∑Hreactivos.

24.
EXOTÉRMICA
Energía en las Reacciones Químicas
Al calentar la termita se produce una reacción fuertemente
exotérmica. El aluminio reacciona con óxido de hierro (III),
produciendo una lluvia de chispas de hierro fundido.
En una reacción exotérmica, la energía se pierde en forma de
calor, la cantidad de calor perdida depende de la cantidad de
reactivos disponible.
ENDOTÉRMICA
La reacción entre sulfocianuro amónico e hidróxido de bario
octahidratado es una reacción endotérmica. Absorbe una
cantidad de calor del exterior del recipiente que produce la
congelación del vapor de agua del aire.
En una reacción endotérmica, la energía se absorbe en forma
de calor.

25.
Energía en las Reacciones Químicas
Reacción endotérmica: Absorbe calor
∑Hproductos > ∑Hreactivos
Diagramas entálpicos (Diagramas de energía)
Reacción exotérmica: Desprende calor
∑Hproductos < ∑Hreactivos

26.
Energía en las Reacciones Químicas
Diagramas entálpicos (Diagramas de energía)

27.
Carácter cuantitativo de las Reacciones
Químicas
Ley de conservación de la masa. Ley de Lavoisier (1743-1794)
En toda reacción química la masa total de las sustancias que
reaccionan (reactivos) es igual a la masa total de las sustancias que
se obtienen (productos).
Ejemplo: Conservación de la masa en la reacción química entre el nitrato de plomo y el yoduro de potasio
2 IK + Pb(NO3)2 PbI2 + 2 KNO3
Se prepara una disolución de nitrato de plomo en un vaso y otra de yoduro de potasio en otro. Se colocan en una balanza y se
comprueba que entre las dos pesan 13,21g.
Después se mezclan, observando que aparece una sustancia nueva (precipitado amarillo): el yoduro de plomo. Nuevamente se
colocan en la balanza y se comprueba que pesan 13,21 g.
La masa no ha variado en el transcurso de la reacción.
Conservación de la masa en la reacción entre el fósforo y el cloro : 2 P + 5 Cl2 2 PbCl5
Ejemplos: Conservación de la masa en la reacción entre el azufre y el hierro : S + Fe FeS

28.
Carácter cuantitativo de las Reacciones
QuímicasCarácter cuantitativo de las reacciones químicas
Puesto que en una ecuación química debe conservarse la masa y la carga, la ecuación
química adquiere de este modo las características de una ecuación matemática.
Una ecuación química no sólo indica las sustancias que se producen al reaccionar unas
con otras, sino que también informa sobre las cantidades de estas sustancias. Es decir, es
una expresión tanto cuantitativa, como cualitativa de una reacción química.
Ejemplo: Reacción de formación de agua 2 H2 + O2  2 H2O
Una ecuación química puede interpretarse tanto sobre una base molecular
como molar.
Al reaccionar dos moléculas de hidrógeno con una molécula de oxígeno, se
forman dos moléculas de agua.
Al reaccionar dos moles de hidrógeno con un mol de oxígeno, se forman dos
moles de agua.
Relaciones
Estequiométricas

29.
Carácter cuantitativo de las Reacciones
QuímicasCarácter cuantitativo de las reacciones químicas
Ejemplo: Reacción de formación de NO: N2 + O2  2 NO
Al reaccionar una molécula de nitrógeno con una molécula de oxígeno, se
forman dos moléculas de NO.
Al reaccionar un mol de nitrógeno con un mol de oxígeno, se forman dos
moles de NO.

30.
Carácter cuantitativo de las Reacciones
QuímicasCálculos basados en ecuaciones químicas
Las ecuaciones químicas nos suministran la información necesaria para calcular
cantidades de sustancias consumidas o producidas en las reacciones químicas.
Para efectuar cálculos sobre una reacción, además de tenerla ajustada, ha de conocerse
al menos la cantidad de una de las sustancias que intervienen en la reacción. Así
pueden calcularse las cantidades, producidas o consumidas, de las demás sustancias.
Relaciones
Estequiométricas

31.
Tipos de
Reacciones
Químicas
Tipos de
Reacciones
Químicas

32.
Tipos de Reacciones Químicas
 Según la reorganización de los átomos:
 Según el mecanismo:
 Reacciones ácido-base. Neutralización
 Reacciones de precipitación
 Reacciones de oxidación-reducción
 Reacciones de combustión
 Síntesis o combinación
 Descomposición
 Desplazamiento o sustitución
 Doble descomposición o intercambio

33.
Tipos de Reacciones según la
Síntesis o combinación: Dos o más sustancias
reaccionan para dar otra más compleja. A + B  AB
 Las reacciones entre dos no metales dan compuestos covalentes:
N2 + 3 H2  2 NH3
 Las reacciones entre un no metal y un metal dan sales:
S + Fe  FeS
 Las reacciones entre un elemento y oxígeno producen óxidos:
2 Ca + O2  2 CaO S + O2  SO2
 Las reacciones entre un óxido y agua producen hidróxidos:
CaO + H2O  Ca(OH)2
 Las reacciones entre un anhídrido y agua producen ácidos:
SO2 + H2O  H2SO3
 Las reacciones entre un óxido y un anhídrido dan sales:
CaO + SO2  CaSO3

34.
 Síntesis o combinación
Tipos de Reacciones según la Reorganización
de los Átomos

35.
Tipos de Reacciones según la Reorganización
de los Átomos
Descomposición: Una sustancia se descompone
formando dos o más simples. AB  A + B
2 KClO3  2 KCl + 3 O2
Desplazamiento o sustitución: Uno de los
elementos de un compuesto es sustituido por otro
elemento. AB + X  AX + B
 Algunos metales reaccionan con ciertos ácidos, reemplazando el hidrógeno y formando la
sal correspondiente:
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
 Un metal puede ser desplazado de sus sales por otro metal más activo:
Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu
Doble descomposición o intercambio: Equivalen a
una doble sustitución. AB + XY  AX + BY

36.
 Desplazamiento o sustitución
Tipos de Reacciones según la Reorganización
de los Átomos

37.
Tipos de Reacciones según el
Mecanismo
Ácido-base. Neutralizaciones
Un ácido reacciona con una base dando lugar a la formación de una sal y agua. En la
reacción desaparecen simultáneamente las propiedades de ambos.
Ejemplo:
Neutralización del hidróxido de sodio con el ácido clorhídrico
La neutralización consiste en la reacción entre los iones H+ de los ácidos y los
iones OH- de las bases para dar moléculas de agua: H+ + OH-  H2O
Las propiedades del ácido, debidas al ion H+, quedan "neutralizadas" o
anuladas por las del ion OH- y viceversa.
Na+ + OH- + Cl- + H+ → Cl- + Na+ + H2O
NaOH HCl NaCl
Los iones Cl- y Na+ están presentes en la reacción pero no
intervienen en ella, se les llama contraiones o iones espectadores.

38.
Tipos de Reacciones según el Mecanismo
Precipitación
Una reacción de precipitación consiste en la formación de un
compuesto insoluble, que recibe el nombre de precipitado cuando
se mezclan dos disoluciones.
La aparición de un precipitado está relaciona con la
diferencia de solubilidad que presentan los reactivos y los
productos de la reacción.
NO3
- Ag+
Ag+ + NO3
- + I- + K+ → AgI (s) + NO3
- + K+
AgNO3 (aq) KI (aq) Precipitado KNO3 (aq)
solubilidad elevada solubilidad elevada solubilidad baja solubilidad elevada
K+
I-
AgI
Ejemplo:
Al reaccionar nitrato de plata con yoduro de potasio, se obtiene un
precipitado de yoduro de plata.
Los iones nitrato y potasio permanecen el la disolución, sin intervenir en la reacción

39.
Tipos de Reacciones según el Mecanismo
Oxidación-Reducción (Redox)
Consiste en la transferencia de electrones de una especie química, llamada
agente reductor, a otra, llamada agente oxidante.
Ejemplo:
Cuando se introduce magnesio metálico en una disolución de sulfato de cobre, se produce una
transferencia de electrones del magnesio a los iones cobre (II), formándose cobre metálico y
iones magnesio (II) que pasan a formar parte de la disolución.
Reducción: Cu 2+ + 2 e – → Cu
Oxidación: Mg → Mg 2+ + 2 e –
Cu 2+ + Mg → Cu + Mg 2+
Cu 2+
Cu
Mg
Mg 2+
Reducción: Ag+ + e – → Ag
Oxidación: Cu → Cu 2+ + 2 e –
Ag+ + Cu → Ag + Cu 2+
Ejemplo:

40.
Tipos de Reacciones según el Mecanismo
Combustión
Es la reacción de una sustancia, llamada combustible, con oxígeno, al que
se le llama comburente, en la reacción se forman dióxido de carbono y agua
y se desprende gran cantidad de energía en forma de luz y calor
Ejemplo:
Combustión de propano
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

41.
ENCUESTA

42.
ALTERNATIVAS DE SOLUCION

43.
CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES