LAS TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS LAS REACCIONES QUÍMICAS CLASES DE REACCIONES TEORÍA DE LAS COLISIONES.-ENERGÍA DE ACTIVACIÓN VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UNA SUSTANCIA LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

A. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (LAVOISIER) B. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST)

VOLUMEN MOLAR LAS REACCIONES QUÍMICAS: ASPECTOS ENERGÉTICOS

A. REACCIONES QUÍMICAS Y ENERGÍA CALORÍFICA APLICACIONES DEL CALOR DESPRENDIDO EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

B. REACCIONES QUÍMICAS Y ENERGÍA LUMINOSA C. REACCIONES QUÍMICAS Y ENERGÍA ELÉCTRICA D. REACCIONES QUÍMICAS Y TRABAJO MECÁNICO

CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA CAMBIO DE ENERGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS CALOR DE FORMACIÓN.- ESTABILIDAD DE LOS COMPUESTOS CALOR DE REACCIÓN CALOR DE COMBUSTIÓN REACCIONES REVERSIBLES.-EQUILIBRIO QUÍMICOS ACTIVIDADES LAS TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA

La materia puede experimentar dos tipos de cambios o transformaciones: * CAMBIOS FÍSICOS: Son las alteraciones que experimenta un cuerpo en su forma o estado pero sin alterar su composición.

Se les llama también fenómenos físicos. Ej.: Cambios de estado * CAMBIOS QUÍMICOS: Son las transformaciones que se producen en la naturaleza de las sustancias, alterando su

composición y originándose otras nueva. Se le llama también fenómenos químicos Ej.: Las reacciones químicas. LAS REACCIONES QUÍMICAS

Procesos que se realiza en unas sustancias (reactivos) para transformarse en otras (productos) Las reacciones químicas: - son sistemas homogéneos - sus componentes se separan con dificultad por procedimientos químicos - se producen con cambios de energía - sus componentes se encuentran en proporciones fijas.

CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS 1.- DE SÍNTESIS, COMPOSICIÓN O COMBINACIÓN: Dos o más sustancias (reactivos) se juntan para dar lugar a otras distintas

(productos) REACTIVO + REACTIVO PRODUCTO C + O2 CO2 2.- DE ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN: A partir de una sustancia obtenemos otra u otras distintas. Cuando una sustancia se descompone en otras diferentes PRODUCTO REACTIVO + REACTIVO 2H2O 2H2 + O2

3.- REVERSIBLES: Cuando a partir de los reactivos obtenemos los productos y viceversa REACTIVO + REACTIVO PRODUCTO 2H2 + O2 2H2O

4.- ENDOTÉRMICAS: Necesitan calor 2HgO + calor 2Hg + O2 5.- EXOTÉRMICAS: Desprenden calor CaO + H2O Ca(OH)2 + calor

6.- OXIDACIÓN: Un elemento reacciona con el oxígeno 2Fe + O2 2FeO 7.- COMBUSTIÓN: Una sustancia (combustible) se transforma al arder debido a la presencia de oxígeno (comburente). CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

8.- DE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO: Un elemento sustituye a otro quedando libre el sustituido. 2HCl + Zn ZnCl2 + H2 9.- DOBLE DESCOMPOSICIÓN O DOBLE CAMBIO: Varios compuestos permutan entre sí algunos elementos. Na2(CO3) + Ba( NO3)2 Ba2(CO3) + Na(NO3) 10.- NEUTRALIZACIÓN: ACIDO + BASE SAL + AGUA H2SO4 + Ca(OH)2 Ca(SO4) + H2O 11.- ÁCIDO + METAL SAL + HIDRÓGENO 2HCl + Zn ZnCl2 + H2 TEORÍA DE LAS COLISIONES. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN La materia está formada por moléculas, átomos o iones (átomos electrizados). La materia se puede encontrar en estado sólido, líquido o gaseoso. En los sólidos las partículas ocupan posiciones determinadas ya que sus fuerzas de cohesión son muy fuertes y sólo vibran alrededor de una posición fija. En los líquidos la fuerza de cohesión en menor y sus partículas resbalan unas sobre otras. En los gases apenas hay fuerza de cohesión y las partículas están en incesante movimiento y chocan entre ellas y las paredes del recipiente que las contiene. Al comunicar calor, u otra forma de energía a un cuerpo, sus partículas se mueven más activamente. Para que haya una transformación química es condición necesaria que las partículas que reaccionan (moléculas, átomos o iones) choquen unas con otras. Pero no todos los choques entre las partículas de los reactivos producen un cambio químico, a veces chocan y rebotan sin sufrir ninguna transformación porque no poseen energía suficiente para romper los enlaces entre los átomos que forman las moléculas. Para que el choque produzca una reacción química es preciso que las partículas posean una energía superior a la de las partículas que chocan y rebotan. Una reacción química no es otra cosa que la rotura de unos enlaces y la formación de otros nuevos. Ej.: Cuando una molécula de hidrógeno (H2) y otra de yodo (I2) chocan entre sí puede suceder que, después del choque, salgan agrupadas de distinta o de la misma manera a como estaban antes del choque. En el primer caso se origina una reacción química produciendo yoduro de hidrógeno, según la siguiente reacción: H2 + I2 2HI En este caso se dice que la colisión ha sido eficaz. Si el choque no ha dado lugar a una reacción química se dice que la colisión ha sido ineficaz.

Estos dos posibles casos se explican considerando que la reacción química tiene lugar en dos fases:

en la primera se forma un agrupamiento de todos los átomos que se denomina complejo activado (I2 H2)

en la segunda fase, el complejo activado, que es inestable, se descompone a su vez, bien originando dos moléculas de yoduro de hidrógeno (2IH) o bien las dos moléculas iniciales (I2 y H2).

Para que se forme el complejo activado es necesaria una velocidad mínima de las moléculas reaccionantes y, por lo tanto, una energía mínima. A esta energía mínima necesaria para que puede formarse el complejo activado, se la llama energía de activación.

Este gráfico representa la energía de activación (𝚫) para la reacción de formación del yoduro de hidrógeno. En ella podemos observar que aunque una reacción sea exotérmica es necesario suministrarle inicialmente la energía de activación. En resumen:

1. Una reacción química tiene lugar cuando se rompen unos enlaces y aparecen otros nuevos. 2. Para que tenga lugar dicha rotura, las moléculas reaccionantes han de chocar unas con otras. 3. A consecuencia de los choques se forman agrupaciones intermedias de átomos llamadas complejos activados. La

energía mínima necesaria para que se produzca este proceso se llama energía de activación 4. El complejo activado es inestable y se descompone, dando lugar a moléculas iguales o diferentes de las iniciales. En este

último caso se dice que se ha producido una reacción química. VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN Es la cantidad de moléculas que reaccionan en la unidad de tiempo y por unidad de volumen. Es la cantidad, expresada en moles, de reactivos consumidos o la cantidad de productos obtenidos en la unidad de tiempo y por unidad de volumen.

Factores que favorecen la velocidad de una reacción: - la naturaleza de los componentes: unas sustancias reaccionan con mayor rapidez que otras. - la temperatura: al aumentar la temperatura aumenta la velocidad de la reacción. - la superficie de contacto de los reactivos: al aumentar la superficie de contacto aumenta la velocidad. - el tamaño de los reactivos: al disminuir el tamaño de los reactivos aumenta la velocidad de la reacción. - la concentración de los reactivos: la velocidad es proporcional al producto de la concentración de los reactivos

expresada en moles/litro. Dada la reacción: A + B C + D su velocidad v se expresaría: v = k⦋A⦌ · ⦋B⦌ siendo: k = constante de proporcionalidad ⦋A⦌ = concentración del reactivo A ⦋B⦌ = concentración del reactivo B - la presencia de catalizadores: lo catalizadores son sustancias que aumentan o disminuyen la velocidad de una

reacción sin alterar los productos.

ECUACIÓN QUIMICA Es la representación abreviada de una reacción química. Para conseguir una ecuación, a veces, es preciso ajustar dicha reacción (conseguir el mismo número de átomos en los reactivos

que en los productos. Se consigue añadiendo coeficientes a las sustancias que forman la reacción) 2H2 + O2 2H2O

En esta ecuación química nos indica en la proporción en que reaccionan el hidrógeno con el oxígeno para formar agua: dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una de oxígeno para formar dos moléculas de agua.

También podríamos escribir dicha ecuación conservando las proporciones, es decir: 4H2 + 2 O2 4H2O

6H2 + 3 O2 6H2O

8H2 + 4 O2 8H2O 100H2 + 50 O2 50H2O Una ecuación química también nos indica los moles que intervienen en la reacción. La ecuación: 2H2 + O2 2H2O nos indica que:

a) 2 moléculas de H2 + 1 molécula de O2 reaccionan produciendo 2 moléculas de H2O b) 2 moles de H2 + 1 mol de O2 reaccionan produciendo 2 moles de H2O c) 2 · 6,023 · 1023 moléculas de H2 + 6,023 · 1023 moléculas de O2 reaccionan produciendo 2 · 6,023 · 1023 moléculas de

agua. (Recuerda el nº de Avogadro) (Los coeficientes de una ecuación indican en qué proporción intervienen en la reacción los moles de los reactivos y de los productos obtenidos). COMPOSICIÓN CENTESIMAL Se llama tanto por ciento de un elemento que forma parte de un compuesto a la cantidad de dicho elemento que se obtiene al descomponer 100 g de dicho compuesto. Hallar la composición centesimal de un compuesto es calcular cuántos gramos de cada uno de los elementos que lo forman hay en 100 gramos de dicho compuesto Ej.: Hallar la composición centesimal del ácido sulfúrico H2SO4

Masas atómicas: S = 32; O = 16; H = 1 Hallamos la masa molecular del H2SO4

2 H = 2 · 1 uma = 2 uma 1 S = 1 · 32 uma = 32 uma 4 O = 4 · 16 uma = 64 uma

Masa molecular del H2SO4 = 98 uma Es decir que en 98 g de H2SO4 hay 2 g de hidrógeno, 32 g de oxígeno y 64 g de azufre. Hallar la composición centesimal significa hallar los g de cada elemento que hay en 100 g de H2SO4 En 98 g de H2SO4 hay 2 g de hidrógeno En 100 g de H2SO4 habrá x En 98 g de H2SO4 hay 32 g de oxígeno En 100 g de H2SO4 habrá x En 98 g de H2SO4 hay 64 g de azufre En 100 g de H2SO4 habrá x

LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 1.- LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (LEY DE LAVOISIER)

La masa de un sistema permanece constante a lo largo de las transformaciones químicas que se experimenten. Dicho de otro modo: En una reacción química la masa permanece constante “En toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos obtenidos”

Ej.: Comprueba la ley de Lavoisier en la siguiente reacción H2SO4 + Na(OH) Na(HSO4) + H2O 98 u + 40 u = 120 u + 18 u 138 u = 138 u

x= 100 g · 2 g

98 g = 2,04 g de hidrógeno

x= 100 g · 32 g

98 g = 32, 65 g de oxígeno

x= 100 g · 64 g

98 g = 65,30 g de azufre

2.- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (LEY DE PROUST) “Cuando dos o más sustancias reaccionan para dar lugar a compuestos lo hacen siempre en cantidades fijas y determinadas” Ej.: 2H2 + O2 2H2O En esta reacción 4 gr de hidrógeno reaccionan con 32 gr de oxígeno por tanto la relación entre las cantidades de hidrógeno y

oxígeno que reaccionan es de 4/32 o lo que es lo mismo 1/8. Por tanto 1 gramo de hidrógeno siempre reacciona con 8 gramos de hidrógeno o en esa proporción

VOLUMEN MOLAR El volumen que ocupa una molécula gramo o mol de cualquier gas en condiciones normales (0° C y 760 mm de presión) es de

22´4 litros.

Ej.: a) ¿Qué volumen ocuparán 8 g de oxígeno en c.n.? Si sabemos que el volumen que ocupa un mol de oxígeno en c.n. es 22.4 litros y que el peso molar del oxígeno es 32 g entonces nuestra relación queda:

32 g/mol 22.4 l/mol 8 g x

Despejando la incógnita:

b) Calcular el peso de 3 litros del gas amoníaco, NH3, en c.n. Pesos atómicos: N = 14: H = 1 Si el peso molar del NH3 es 17 g y utilizando el valor del volumen molar = 22,4 l en c.n, 22.4 l/mol 17 g/ mol 3 litros x

PROBLEMAS RESUELTOS

Dada la reacción química: NH3 + O2 N2 + H2O

a) Ajusta para formar la ecuación química.

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O

b) Indica los moles de cada uno de los componentes de la e- cuación. 4 moles de amoniáco (NH3) 3 moles de oxígeno (O2) 2 moles de nitrógeno (N2) 6 moles de agua (H2O)

c) Indica los gramos de cada sustancia que interviene en la reacción. (Pesos atómicos: N = 14, H= 1; O = 16)

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O

4 moles de NH3 = 4(14 + 1 · 3) = 68 g de NH3 3 moles de O2 = 3(16 · 2) = 96 g de O2 2 moles de N2 = 2(14 · 2) = 56 g de N2 6 moles de H2O = 6(1 · 2 + 16) = 108 g de H2O

d) Si en vez de 68 g de amoníaco, NH3, se utilizaran 80 ¿cuán- tos gramos de oxígeno, O2, se necesitaría para que reaccione todo el amoníaco 68 gr de NH3 reaccionan con 96 g de O2 80 gr de NH reaccionarán con x g de O2

x= 80 g de NH3 · 96 g de O2

68 g de NH3

= 112,94 g de O2

e) ¿Cuántos gramos de nitrógeno, N2, obtendríamos con los 80 g de NH3? Con 68 g de NH3 obtenemos 56 g de N2 Con 80 g de NH3 obtendremos x g de N2

x= 80 g de NH3 · 56 g de N2

68 g de NH3

= 65,88 g de N2

f) ¿Cuántos litros de oxígeno, O2, en c.n. se necesitan para que reaccione todo el amoníaco, NH3? 1 mol de un gas en condiciones normales (c.n.) ocupa 22,4 l En la reacción intervienen 3 moles de O2 Por tanto los 3 moles serán 3 · 22,4 l = 67, 2 l de O2

x= 8 g · 22,4 l/mol

32 g/mol = 5,6 l

x = 3 l · 17 g/mol

22,4 l/mol = 2, 27 g

En 3 moles de ácido clorhídrico, HCl, ¿que cantidades de H y de Cl intervienen? (Pesos atómicos: H = 1; Cl = 35,5) 1 mol de HCl = 1 + 35,5 = 36,5 g de HCl En 1 mol de HCl (36,5 g) hay 1 g de H2

En 3 moles de HCl (3 · 36,5 = 109,5 g) habrá x g de H2

x= 109,5 g HCl · 1 g de H2

36,5 g de HCl = 3 g de H2

En 1 mol de HCl (36,5 g) hay 35,5 g de Cl

En 3 moles de HCl (3 · 36,5 = 109,5 g) habrá x g de HCl

x= 109,5 g HCl · 35,5 g de Cl

36,5 g de HCl = 106, 5 g de Cl

En 2 kg de ácido nítrico, HNO3, ¿cuántos gramos de nitrógeno Intervienen? (Pesos atómicos: H = 1, N= 14, O = 16) Peso de 1 mol de HNO3 H: 1 · 1 = 1 N: 1 · 14 = 14 O: 3 · 16 = 48 1 mol de HNO3 = 63 g de HNO3

En 63 g de HNO3 hay 14 g de N2 En 2.000 g de HNO3 habrá x

x= 2.000 g de HNO3 · 14 g de N2

63 g de HNO3

= 444,44 g de N2

¿Cuántos litros de amoníaco, NH3, en c.n. hay que emplear para obtener 56 g de nitrógeno, en c.n. según la reacción NH3 N2 + H2 Pesos atómicos: N = 14; H = 1 1 mol de 1 gas en condiciones normales ocupa 22,4 l Ajustamos la reacción:

2NH3 N2 + 3H2 En la reacción intervienen: 2 moles de NH3 que ocuparán 2 · 22,4 = 44,8 l 1 mol de N2 que son 14 · 2 = 28 g de N2 Si 44,8 l de NH3 reaccionan con 28 g de N2

x l de NH reaccionarán con 56 g de N2

x= 44,8 l de NH3 · 56 g de N2

28 g de N2

= 89,6 l de NH3

Al reaccionar amoníaco, NH3, con oxígeno, O2, se obtiene ni- trógeno y agua. a) ¿Cuántos moles de amoníaco hay que emplear para obte- ner 4 moles de nitrógeno? b) ¿Cuántos litros de oxígeno, en c.n., se necesitarán? Pesos atómicos: N = 14 ; H = 1 Escribimos la ecuación química: 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2 O a) Según la ecuación 4 moles de amoníaco (NH3) reaccionan con 2 moles de nitrógeno (N2) 4 moles de NH3 reaccionan con 2 moles de N2 x moles de NH3 reaccionarán con 4 moles de N2

x= 4 moles de NH3 · 4 moles de N2

2 moles de N2

= 8 moles de NH3

b) 1 mol de un gas en c.n. ocupa un volumen de 22,4 l En la ecuación intervienen 2 moles de nitrógeno (N2) que reaccionan con 3 moles de oxígeno que ocuparán: 3 · 22,4 l = 67,2 l Por tanto: 2 moles de N2 reaccionan con 67,2 l de O2 4 moles de N2 reaccionarán con x l de O2

x= 4 moles de N2 · 67,2 l de O2

2 moles de N2

= 135,4 l de O2

LAS REACCIONES QUÍMICAS: ASPECTOS ENERGÉTICOS A) REACCIONES QUÍMICAS Y ENERGÍA CALORÍFICA En general, en todas las reacciones químicas se producen cambios de energía que casi siempre se manifiestan absorbiendo o desprendiendo calor.

Si echamos agua en óxido de calcio, CaO, o cal viva, veremos que se desprende gran cantidad de calor al transformarse en hidróxido de calcio, Ca(OH)2 o cal apagada, según la siguiente reacción:

CaO + H2O Ca(OH)2 + calor

Si al sulfato de cobre (III) hidratado, CuSO4 · 5H2O, de color azul, lo calentamos veremos que se vuelve blanco al perder el agua que contiene, transformándose en sulfato de cobre anhidro, SO4H2. La reacción que ha tenido lugar es la siguiente: CuSO4 · 5H2O + calor CuSO4 + 5H2O Si de nuevo al CuSO4 le añadimos agua obtendremos sulfato de cobre hidratado observando que se produce desprendimiento de calor. La reacción que se ha producido ha sido: CuSO4 + 5H2O CuSO4 · 5H2O + calor

Observamos que la reacción es reversible en el primer caso con absorción de calor, endotérmica y en el segundo caso desprendiendo calor, exotérmica. En resumen, se han producido las siguiente reacciones químicas: CuSO4 · 5H2O + calor CuSO4 + 5H2O

La experiencia nos enseña que todas las reacciones químicas van acompañadas de desprendimiento o absorción de energía calorífica.

APLICACIONES DEL CALOR DESPRENDIDO EN LAS REACCIONES QUÍMICAS El calor liberado en las reacciones químicas tiene muchas aplicaciones en la vida cotidiana:

Gases como el metano, propano, butano reaccionan con el oxígeno, reacción de combustión, produciendo dióxido de carbono, vapor de agua con desprendimiento de luz y calor. Calor que se aprovecha en la industria y en los hogares.

El acetileno, también gaseoso, reacciona con el oxígeno del aire, reacción de combustión, desprendiendo luz y mucho calor, que incluso puede fundir metales, por lo que se utiliza para soldar y cortar metales.

Al quemar carbón, se forma CO2, desprendiéndose luz y gran cantidad de calor. B) REACCIÓNES QUÍMICAS Y ENERGÍA LUMINOSA Si se hace reaccionar magnesio con oxígeno se forma un compuesto químico llamado óxido de magnesio, al mismo tiempo que se desprende luz, energía luminosa, lo mismo ocurre con el fósforo que arde muy fácilmente al entrar en contacto con el aire.

Las pilas transforman reacciones químicas que se producen en su interior en luz, energía luminosa.

Muchas reacciones de combustión se transforman en calor y luz C) REACCIONES QUÍMICAS Y ENERGÍA ELÉCTRICA

Si en un recipiente con agua destilada se echan unas gotas de ácido sulfúrico y se hace circular una corriente continua en su interior observaremos que se desprenden burbujas de gas en los electrodos. En el polo positivo o ánodo se desprende oxígeno, O2, y en el negativo o cátodo se desprende hidrógeno, H2 La reacción que ha tenido lugar es la siguiente:

2H2O 2H2 + O2

A este proceso se le conoce como electrólisis del agua, descomposición del agua por medio de la electricidad. El aparato que se emplea se llama voltámetro de Hofmann o cuba electrolítica.

Si en lugar de agua acidulada empleáramos una disolución acuosa de cloruro de cobre (II) obtendríamos cloro en el cátodo y cobre en el ánodo, según la siguiente reacción:

CuCl2 Cu + Cl2

Esta relación entre la energía química y eléctrica tiene gran variedad de aplicaciones:

El aluminio se obtiene por electrólisis de un compuesto de aluminio

El cloro y el hidróxido de sodio se obtienen por la electrólisis de una disolución de agua con sal.

También por electrólisis se depositan sobre objetos metálicos, colocados en el cátodo, capas protectoras o decorativas de otro metal como níquel (niquelado), cromo (cromado), oro (dorado), plata (plateado) , …. A este proceso se le conoce como galvanoplastia.

También podemos obtener objetos metálicos de figuras determinadas colocando en el ánodo un molde adecuado. Este proceso se llama galvanostegia.

Asimismo la energía producida en una reacción química puede transformarse en energía eléctrica. Un ejemplo son las pilas en cuyo interior se producen reacciones químicas que producen energía eléctrica.

D) REACCIONES QUÍMICAS Y TRABAJO MECÁNICO En algunas reacciones exotérmicas se desprende gran cantidad de calor que calienta los gases que se desprenden en dicha reacción lo que hace que se dilaten. Este aumento de volumen se pude aprovechar para mover un émbolo que transmite el movimiento a un motor, a una turbina o a un generador, produciendo trabajo u otros tipos de electricidad como la eléctrica. Un ejemplo es la reacción de combustión del gas propano: C3H8 + 502 3 CO2 + 4H2O Esta reacción es muy exotérmica. Si se realiza dentro de un recipiente provisto de un émbolo que se puede desplazar. En el estado final existen más moles gaseosos y, por tanto, más moléculas que en el estado inicial y que el calor desprendido en la reacción calienta los gases desprendidos que se dilatan, aumentando de volumen y transmitiendo el movimiento al émbolo. Este es el fundamento de los motores de explosión: la combustión se produce dentro de un cilindro, los gases que desprenden se dilatan y empujan al émbolo (pistón) a lo largo del cilindro. El pistón está conectado a una pieza (cigüeñal), que transmite el movimiento a las ruedas mediante una serie de engranajes.

CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA Enunciado del principio de conservación de la energía: “La energía no puede crearse ni destruirse en una reacción química o proceso físico. Sólo puede convertirse de una forma en otra” En las reacciones químicas se desprende energía, si son exotérmicas, y se absorbe en el caso de ser endotérmicas. Los reactivos de una reacción endotérmica, más una cierta cantidad de calor (energía) dan los productos. Puede demostrarse que la energía de los productos es igual a la suma de la energía que tenían los reactivos más el calor aportado. La experiencia indica que en todo proceso físico o químico la energía se conserva, aunque puede pasar de unas formas a otras. La energía química puede convertirse en energía calorífica, luminosa, eléctrica, etc. Transformaciones de la energía química La energía química se puede transformar en otros tipos de energía como: - energía calorífica: reacciones exotérmicas, combustiones, … - energía luminosa: combustiones, pilas, baterías, … - mecánica: motores de explosión, CAMBIO DE ENERGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS Todas las sustancias almacenan energía en su interior debido a su estructura, estado físico, etc. Podríamos decir que cada sustancia tiene un contenido calorífico propio y característico. Este contenido calorífico es una medida de la energía almacenada en el cuerpo durante su formación. Se ha comprobado experimentalmente que la cantidad de energía desprendida o absorbida en las reacciones no es arbitraria, sino que depende de los reactivos y de los productos de la reacción, de las cantidades empleadas así como de la temperatura y presión. En una reacción química se absorbe o desprende la diferencia de los contenidos caloríficos de los reactivos y los productos obtenidos en dicha reacción. Se llama ecuación termoquímica de un proceso a la que, además de indicar los reactivos y productos de la reacción, incluye la variación de energía y el estado físico de los componentes de dicha reacción. Un ejemplo de ecuación termoquímica es la combustión del carbón (sustancia que se encuentra en estado sólido y contiene un alto porcentaje de carbono). La ecuación termoquímica de la combustión del carbón es la siguiente: C(sólido) + O2(gas) CO2 (gas) + 94 kcal 1 mol 1 mol 1 mol

El calor desprendido siempre es de 94 kcal por cada mol de CO2 formado a la presión de 1 atm. Esto significa que 1 mol de dióxido de carbono (CO2) posee 94 kcal menos de energía que 1 mol de carbono (C) más 1 mol de oxígeno (O2). El sistema pierde energía, se dice que es una reacción exotérmica. (Una kilocaloría (kcal) es la cantidad de calor que hay que aplicar a un kilogramo de agua pura para elevar su temperatura en un grado centígrado, desde 14,5ºC a 15,5ºC, cuando se encuentra a la presión de una atmósfera). Aunque, en el uso científico y técnico actuales, la unidad de energía es el julio (del Sistema Internacional de Unidades), a veces, todavía se utiliza la caloría para expresar el poder energético de los alimentos. Una caloría (cal) equivale a 4,1868 julios (J), por tanto una kilocaloría (kcal) serán 4,1868 kilojulios (kJ). En cambio en la reacción: C(s) + H2O(l) + 31,50 kcal CO(g) + H2(g) 1 mol 1 mol 1mol 1 mol

se absorben 31,50 kcal en forma de calor por cada mol de carbono que reacciona a 25ºC y presión de 1 atm. Se dice que es una reacción endotérmica. Problema Se comprueba experimentalmente que para descomponer el agua en sus componentes, oxígeno e hidrógeno, es necesario comunicar al sistema 285,578 kJ en forma de calor por cada mol de agua líquida descompuesta (a la temperatura de 25º C y presión de 1 atm). Calcula: a) los kJ necesarios para descomponer 10 moles de agua b) las kcal necesarias para descomponer 1.800 g de agua a) La reacción es endotérmica ya que hay que comunicar 285,578 kJ por cada mol de agua para descomponerla. Para descomponer 1 mol de agua necesitamos comunicar 285,578 kJ de calor Para descomponer 10 moles de agua necesitaremos comunicar x kJ

x= 10 moles · 285,578 kJ

1 mol = 2855,78 kJ

b) Primero tenemos que saber cuántos moles de agua son 1.800 g y después proceder como en el apartado a) 1 mol de agua H2O son: H = 2 · 1 = 2 g O = 1 · 16 = 16 g

1 mol de H2O = 18 g de H2O 1.800 g de H2O : 18 g/mol = 100 moles de H2O Si para descomponer 1 mol de agua necesitamos 285,578 kJ, para descomponer los 100 moles necesitaremos 285,578 kJ · 100 = 28.557,8 kJ Expresamos la energía calorífica de los 28.557,8 kJ en kcal Si 4,1868 kJ equivalen a 1 kcal 28.557,8 kJ equivaldrán a x kcal

x=28.557,8 kJ · 1 kcal

4,1868 kJ = 6.820,91 kcal

CALOR DE FORMACIÓN. ESTABILIDAD DE LOS COMPUESTOS Los átomos tienen a unirse entre sí para formar las moléculas porque juntos poseen menor energía que separados. Cuando los elementos se unen entre sí para formar los compuestos, por regla general, desprenden cierta cantidad de energía. Para romper o deshacer los compuestos hay que suministrar una cantidad de energía equivalente al calor que se desprendió cuando se formaron. Esta cantidad de calor se conoce como calor de formación o cantidad de calor absorbida o desprendida en la formación de 1 mol del compuesto a partir de sus componentes.

Si al formarse un compuesto se desprende gran cantidad de calor significa que para separar los átomos que lo componen tendremos que suministrar gran cantidad de energía. En este caso se dice que el compuesto es muy estable porque tiene un gran calor de formación.

Por el contrario otros cuerpos tienen un calor de formación muy bajo, por lo que se descomponen al suministrarles una pequeña cantidad de energía. Son compuestos inestables, con bajo calor de formación.

CALOR DE REACCIÓN Se llama calor de reacción a la cantidad de calor que se desprende o se absorbe en una reacción química por cada mol de sustancia determinada. Se expresa en kcal/mol. Generalmente las reacciones se realizan en recipientes abiertos, por lo que el calor de reacción suele expresarse a presión constante de una atmósfera. Cuando la reacción tiene lugar en recipientes herméticamente cerrados se dice que es a volumen constante. Algunos ejemplos a) Si en un recipiente con ácido sulfúrico (H2SO4) ponemos un termómetro y echamos poco a poco limaduras de cinc (Zn)

observamos que la temperatura del termómetro va aumentando, lo que nos indica que se desprende calor. Es una reacción exotérmica.

Zn (s) + H2SO4 (l) ZnSO4(l) + H2 (g) + 37,6 kcal.

(1 mol) (1 mol) (1 mol) (1 mol)

En esta reacción el calor desprendido corresponde a 1 mol de cada uno de los reactivos. Si aumentamos la masa de los reactivos también aumenta, proporcionalmente, el calor desprendido. b) Si en un recipiente herméticamente cerrado que contenga doble volumen de hidrógeno (H2) que de oxigeno (O2) hacemos

saltar una chispa eléctrica se produce una reacción química formándose vapor de agua con desprendimiento de calor. Es una reacción exotérmica.

N2(g) + O2 (g) 2H2O(g) + 2 · 68,3 kcal c) En un recipiente cerrado herméticamente introducimos volúmenes iguales de oxígeno y de nitrógeno. Elevando

considerablemente la temperatura observamos que una parte del calor suministrado se emplea en hacer reaccionar el nitrógeno con el oxígeno. La ecuación termoquímica que ha tenido lugar ha sido: N2(g) + O2(g) + 43 kcal 2NO(g)

Esta ecuación es endotérmica porque absorbe calor. Según que el calor de una reacción sea absorbido o desprendido las reacciones químicas se clasifican en:

a) exotérmicas: - se producen con desprendimiento de calor. - transforman parte de la energía química de los reactivos en energía calorífica.

b) endotérmicas: - se producen con absorción de calor - transforman energía calorífica en química.

CALOR DE COMBUSTIÓN Es el calor producido por en la combustión completa de un mol de combustible. Los combustibles son sustancias muy ricas en energía, cuyos productos de combustión son sustancias pobres en energía. La diferencia entre ambas energías se desprende en forma de calor en la combustión. El oxígeno, imprescindible para que se produzca una combustión, se llama comburente. Los combustibles pueden encontrarse en cualquier estado sólido (madera, carbón, …), líquido (gasolina, gas oil, …) o gaseoso (propano, butano, …). REACCIONES REVERSIBLES. EQUILIBRIO QUÍMICO Si en un recipiente cerrado introducimos monóxido de carbono (CO) y dióxido de nitrógeno (NO2), se produce una reacción química obteniéndose dióxido de carbono (CO2) y monóxido de nitrógeno (NO), según la reacción: C O + NO2 NO + CO2 La velocidad de esta reacción es rápida mientras haya abundancia de CO y de NO2 para ir disminuyendo gradualmente a medida que se van consumiendo los reactivos. Por otra parte a medida que en el recipiente se van acumulando NO y CO2, productos de la reacción reaccionan entre sí según la ecuación: NO + CO2 C O + NO2

- Como observamos estas dos reacciones producen en los dos sentidos y se llaman reversibles: C O + NO2 NO + CO2

- La reacción inversa 2) va aumentando de velocidad a medida que aumenta la concentración de NO y CO2 - En un instante dado, ambas velocidades son iguales y la composición del sistema permanece inalterable.

Decimos que el sistema ha alcanzado el equilibrio térmico. - Para estudiar el equilibrio químico en una reacción reversible, ha de lograrse que ninguno de los reactivos

escape, es decir, ha de realizarse en sistemas cerrados donde no se pierda materia. Ej.: Analizaremos la reacción reversible entre el hidrógeno (H2) y los vapores de yodo. I2 + H2 2 HI En el momento del equilibrio, en el recipiente existen las siguientes moléculas: I2 , H2 , y HCl La velocidad (v´) de la reacción directa será:

v´ = k´[I2] · [H2] por otro lado la velocidad (v´´) de la reacción inversa será:

v´´= k´´[HI] · [HI]= k´´[HI]2 en el momento en que se logra el equilibrio dinámico (velocidad de reacción) ambas velocidades son iguales:

v´ = v´´ k´[I2] · [H2] = k´´[HI]2

de donde se deduce que:

k´

k´´=

[HI]2

⌈I2⌉ · [H2]

como el cociente de dos constantes k´y k´´ es otra constante se verifica que:

k=[HI]2

[I2] · [H2]

Esta constante K se llama constante de equilibrio de la reacción directa.

Para una reacción inversa la constante de equilibrio será: [I2] · [H2]

[HI]2=

1

k

En general para una reacción reversible del tipo: A + B ⇄ C + D la constante de equilibrio será:

k= [C] · [D]

[A] · [B]

Esta expresión se conoce como ley de acción de masas.

En resumen: 1. Una reacción se llama reversible cuando tiene lugar tanto en un sentido como en el otro. 2. El equilibrio químico se reconoce porque permanecen constantes las propiedades del sistema. 3. El equilibrio se produce en sistemas cerrados, en los cuales no se pierde materia. 4. La ley de acción de masas establece que dada la reacción A + B ⇄ C +D, la constante de equilibrio será:

k= [C] · [D]

[A] · [B]

5. La constante de equilibrio varía si cambia la temperatura a la que se realiza la reacción. ACTIVIDADES: 1.- Calcula la masa molecular de las siguientes sustancias

a) agua

b) ácido sulfúrico

c) hidróxido de sodio

d) clorato de potasio

2.- Calcula la composición centesimal del ácido carbónico y del clorato de potasio 3.- Averigua cuántos gramos de hidrógeno y cuántos de oxígeno contienen 196 gr de ácido sulfúrico 4.- Calcula cuántos gramos de carbono, se oxígeno y de calcio hay en 500 gr de carbonato de calcio 5.- ¿Cuántos moles de óxido de calcio hay en 280 gr de dicho compuesto? 6.- Calcula el número de moles que hay en 30 gr de hidrógeno 7.- ¿Qué volumen ocupan 20 gr de He en c.n. (condiciones normales) 8.- Según la reacción: 2H2O2 2H2O + O2 ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen al descomponerse 136 gr de agua oxigenada? 9.- Completa, ajusta y clasifica las siguientes reacciones: a) clorato de potasio + calor cloruro de potasio + oxígeno b) oxígeno + dióxido de carbono c) ácido sulfúrico + zinc d) sulfuro de hierro (II) + ácido clorhídrico cloruro de hierro (II) + e) ácido clorhídrico + hidróxido de aluminio f) óxido de calcio + agua 10.- Completa y ajusta: a) H2SO4 + Na(OH) b) HNO3 + Al

c) SO2 + H2O d) CaO + H2O

11.- Ajusta las siguientes reacciones a) H2S + O2 SO2 + H2O b) SO2 + H2S S + H2O c) NH3 + O2 NO + H2O 12.- Comprueba la ley de Lavoisier en las siguientes reacciones: a) H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + H20 b) HCl + Al AlCl3 + H2 13.- Halla la composición centesimal del ácido sulfúrico 14.- Halla la composición centesimal del carbonato de calcio 15.- Dada la reacción: H2SO4 + Na(NO3) NaSO4 + HNO3

a) Ajusta dicha reacción

b) ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico hay que hacer reaccionar con el nitrato de sodio para obtener 30 gr de ácido nítrico?

16.- Al reaccionar el ácido clorhídrico con 100 gr de zinc ¿cuántos litros de hidrógeno se obtienen? 17.- Determina la composición centesimal del ácido nítrico 18.- ¿Cuánto pesa un litro de gas metano (CH4)? 19.- Teniendo en cuenta la siguiente reacción: óxido de mercurio (II) + calor mercurio + oxígeno ¿Qué cantidad de óxido de mercurio (II) habrá que tomar para obtener 8 litros de oxígeno? 20.- Averigua la fórmula de un compuesto cuya masa molecular es 80 u si su composición centesimal es del 40 % de azufre y del 60 % de oxígeno? 21.- ¿Qué cantidad de azufre reaccionará con 48 gr de hierro para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente reacción?: S + Fe FeS 22.- Para obtener 50 litros de hidrógeno ¿qué cantidad de ácido sulfúrico habrá que hacer reaccionar con el zinc? 23.- ¿Qué volumen de cloro podrá obtenerse, teóricamente, al descomponer 5 kg de cloruro de sodio? 24.- Halla la fórmula de un compuesto cuya masa molecular es 334 u sabiendo que su composición centesimal es:

O = 23´95 % I = 76´05 % 25.- ¿Cuántos gramos de clorato potásico se emplearán para obtener 185 l de oxígeno? 26.- ¿Qué volumen de oxígeno hace falta para quemar 5 gr de azufre? 27.- Calcula cuántos gramos de hidrógeno y cuántos de oxígeno contienen 588 gramos de ácido sulfúrico.

(masas atómicas: H =1; S = 32; O = 16)

28- Según la reacción: H2O2 --------> H2O + O2 ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen al descomponerse 544 gr de agua oxigenada?

29- ¿Cuántos moles de óxido de calcio hay en 840 gr de dicho compuesto? (masas atómicas: Ca = 40; O = 16)

30- Comprueba la ley de Lavoisier en la siguiente reacción: ácido sulfúrico + hidróxido de zinc -----> sulfato de zinc + agua (Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Zn = 65)

31.- En un alto horno se descompone óxido de hierro (III) obteniéndose hierro y oxígeno.

a) Escribe la reacción química b) Ajusta la ecuación química c) ¿Qué cantidad de hierro se obtendría con 1000 kg de óxido de hierro (III)

32.- ¿Qué cantidad de carbono será necesario quemar por completo para obtener 3.000 kcal? 33.- Escribe la ecuación termoquímica correspondiente al proceso según el cual el yodo sólido reacciona con el

hidrógeno para originar yoduro de hidrógeno (gas) con desprendimiento de 12 kal/mol 34.- Los calores de formación del agua líquida y del vapor de agua a partir de sus elementos los indicados en las

ecuaciones siguientes: a) H2(gas) + ½ O2(gas) H2O(gas) + 57,8 kcal/mol b) H2(gas) + ½ O2(gas) H2O(liq) + 68,3 kcal/mol

¿Cuál es más estable, el vapor de agua o el agua líquida?

35.- Calcula la energía que se consume en la descomposición de 5 gramos de agua líquida a 25ºC y 1 atmósfera, para obtener hidrógeno y oxígeno a la misma presión y temperatura. El calor de descomposición del agua es 68,3 kcal/mol.

36.- En la combustión completa de un mol de metano (CH4) se desprenden 210 kcal/mol.

a) escribe la ecuación termoquímica de la reacción b) halla la cantidad de calor obtenida el quemar 50 g de metano con el oxígeno necesario.

Pesos atómicos: C = 12; O = 16; H = 1 37.- Al reaccionar ½ H2(g + ½ Br2(l, se forma un mol de HBr (gas) y se desprenden 8,6 kcal. ¿Cuántas se desprenderán

cuando 1 mol de hidrógeno reaccione con el Br necesario? 38.- El gas de agua (CO + H2) se obtiene por reacción entre el carbón y el vapor de agua. Calcula el calor de la reacción

que produce gas de agua a partir de los siguiente datos: C(s + ½ O2(g CO (g + 26,5 kcal H2O(g + 57,8 kcal H2(g + ½ O2(g 39.- En la combustión de 1 mol de metano CH4 se desprenden 212,8 kcal. Calcula la cantidad de metano que deberá

quemarse para obtener 100.000 cal. La reacción que tiene lugar es: CH4 + O2 CO2 + H2O 40.- Dada la ecuación termoquímica: S(s + O2(g SO2(g + 71 kcal calcula la cantidad de calor desprendido en la combustión de 600 g de S sólido. Peso atómico del S = 32 41.- Cita los factores que aumentan la velocidad de una reacción indicando como como influyen. 42.- En un choque entre partículas ¿cuál es el factor más importante que determina si tendrá lugar la reacción?

43.- Supón que en un recipiente cerrado existen dos gases A y B, a la temperatura ambiente, que reaccionan a la velocidad v. Explica que le pasará a la velocidad de la reacción cuando se realicen los siguientes cambios: a) se duplica el número de partículas del gas A b) se triplica el número de partículas del gas B c) se triplica el número de moléculas de cada gas d) se disminuye la temperatura

44.- Dado el diagrama energético de la figura, calcula la energía de activación

de la reacción: CO + NO2 CO2 + NO

45.- En el mismo diagrama energético ¿sabrías calcular la energía de activación de la reacción inversa? 46.- Dibuja un diagrama de energía para la reacción exotérmica de la combustión del carbono: C (s + O2(g CO2(g

a) si el carbono se encuentra en forma de grandes trozos de carbón. b) si el carbono se encuentra en forma de polvo muy fino de carbón.

47.- Dibuja un diagrama de energía para la reacción endotérmica de obtención del oxígeno: 2 KClO3 + calor 2 KCl + 3 O2