TEMA 1. ÁTOMO. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA … · • Teoría de Dalton; las reacciones químicas...

REACCIONES QUÍMICAS

UNIDAD 14 LIBRO Págs. 288 -311

UNIDAD 15 LIBRO Págs. 320 -323

CONCEPTOS PREVIOS

Los conceptos de energía de activación y reacciones endotérmicas y exotérmicas se estudian en detalle en el apartado de velocidad de reacción

• En la reacción química se produce la ruptura de enlaces en

los reactivos y la formación de nuevos enlaces en los

productos

• Ejemplo; al calentar clorato potasio se produce oxígeno gas y

la formación de cloruro de potasio KClO3 KCl + O2

– Se ha roto el enlace iónico entre el anión ClO3- y el catión K+, y

también se ha producido la ruptura del enlace covalente entre el

oxígeno y el cloro del ClO3-

– Por el contrario, se han formado los enlaces covalente oxígeno-

oxígeno de la molécula de O2 y también se ha formado el enlace

iónico entre Cl- y K+ en el cloruro de potasio (KCl)

TEORÍAS EXPLICATIVAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. Teoría de las colisiones PÁG. 321 LIBRO

• Para que se produzca una reacción química, las partículas de las sustancias reaccionantes (reactivos) deben chocar entre sí y romper los enlaces que les mantienen unidos para después volverse a unir de diferente forma dando lugar a los productos.

• Según esta teoría para que se dé una reacción química deben cumplirse tres requisitos:

– Las partículas (átomos, moléculas, iones..) de las sustancias reaccionantes deben colisionar entre sí

– Los choques (colisiones) deben ser lo suficientemente energéticos (fuertes)

– Los choques deben producirse con la orientación adecuada

• Los choques deben ser eficaces (no todos los choques y colisiones entre partículas dan lugar a una reacción)

Por ejemplo, al juntar el hidrógeno y el oxígeno no se produce la reacción, aunque hay choques. Debemos calentar para que los choques sean más energéticos, aumente el número de choques eficaces y comience la reacción. Esta energía que comunicamos para conseguir choques eficaces y que comience la reacción es la energía de activación.

2. Teoría del estado de transición PÁG. 321

- Moléculas chocan y quedan unidas temporalmente formando un

complejo activado o de transición

- Moléculas reactivas rompen sus enlaces

- El complejo activado es muy inestable (alta energía y rápida

descomposición)

- En la descomposición del complejo activado se da lugar a los productos

- Según esta teoría, la energía de activación es la energía necesaria

para formar el complejo activado y que se inicie la reacción

Ver gráficas libro, pág. 321

TIPOS DE REACCIONES

PÁG. 295 LIBRO

• Existe una gran variedad de clasificaciones de reacciones químicas

• Según el mecanismo de intercambio entre reactivos y productos

podemos hablar de 4 tipos fundamentales de reacciones:

– Reacciones de síntesis. Se forma una sustancia (un solo producto) a

partir de dos o más reactivos. Ejemplos:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Síntesis de Haber (obtención de amoníaco)

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l) Obtención de ácido sulfúrico

– Reacciones de descomposición. Un único reactivo (una única

sustancia) se descompone en otras más sencillas. Es contraria a la

reacción de síntesis. Ejemplos

2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) Descomposición electrolítica del agua

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Obtención de cal viva (CaO)

– Reacciones de desplazamiento. Un elemento desaloja a otro de un

compuesto y los sustituye en dicho compuesto. Ejemplos:

Fe(s) + CuSO4(aq) Cu(s) + FeSO4(aq)

Reacciones entre ácidos y metales son también reacciones de

desplazamiento: 2HCl(aq) + Zn(s)ZnCl2(aq) + H2(g)

– Reacciones de doble desplazamiento. Los componentes (p.ej.

átomos o iones) de dos sustancias intercambian sus posiciones en

dichas sustancias. Ejemplos:

2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) PbI2(s) + 2KNO3(aq) Intercambio de las

posiciones de los iones K+ y Pb2+

H2SO4(aq) + Ca(OH)2(aq) CaSO4(aq) + 2H2O(l) Reacción de

neutralización entre un ácido (ácido sulfúrico) y una base (hidróxido

cálcico)

REACCIONES DE ESPECIAL IMPORTANCIA

Reacciones de neutralización ácido-base

• Una reacción de neutralización ácido-base es una reacción en la

que un ácido reacciona con una base dando lugar generalmente a

una sal y agua

• acido + base → sal + agua

• Suelen ser reacciones exotérmicas (desprenden energía)

• Ejemplos

Hidróxido de sodio más ácido carbónico que forma carbonato de

sodio mas agua:

Ácido nítrico más hidróxido de aluminio que forma nitrato de

aluminio mas agua:

Reacciones ácido-base

• En realidad en una reacción entre un ácido y una base no siempre se alcanza una neutralización: – El ácido en disolución aporta aniones e iones positivos H+ (H3O+)

Ej; HCl(aq) H+ + Cl-

– La base en disolución aporta cationes e iones OH-

Ej; NaOH (aq) Na+ + OH-

– Cuando hay una neutralización, la cantidad de iones H+ que aporta el ácido y la cantidad de OH- que aporta la base son equivalentes (se neutralizan) y se combinan formando agua.

H+(aq) + OH−(aq) H2O. En esta situación el pH=7

– Cuando en la reacción hay un exceso de ácido, habrá mayor concentración de iones H+ que de iones OH-.En esta situación, pH < 7 (“pH ácido”)

– Cuando en la reacción hay un exceso de base, habrá mayor concentración de iones OH- (y menor concentración de iones H+ ). El pH > 7 (“pH básico”)

• Para calcular el pH, se hace a través del logaritmo negativo de la concentración de iones H+ (pH=-log[H+]). A mayor concentración de iones H+, menor será el pH.

Reacciones de combustión (pág. 324 libro)

• Una sustancia (combustible) reacciona con oxígeno

(comburente), dando lugar a un gas y a una gran cantidad de

energía en forma de luz y calor

• No es una reacción espontánea; debe iniciarse mediante una

llama o chispa

• Importancia; obtención de energía para calentar (centrales

térmicas, calefacciones, cocinas de gas), para movimiento

(motores de explosión de vehículos, etc.)

• Ejemplos:

C + O2 CO2 Combustión de carbono (p.ej. carbono en carbón)

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O Combustión de metano (componente

principal del gas natural)

2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O Combustión de butano

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

Combustión de metano (componente principal del gas natural)

PÁG. 321

Reacciones de transferencia de electrones (oxidación-reducción)

• Oxidación es el proceso en el que una sustancia pierde electrones

• Reducción es el proceso en el que una sustancia gana electrones

• No puede producirse una oxidación sin que simultáneamente

tenga lugar una reducción

• Por lo tanto un proceso o reacción de oxidación-reducción (redox)

es aquel en el que se produce el intercambio de electrones de unas

sustancias a otras; una sustancia cede electrones y la otra sustancia

los capta:

– La sustancia que pierde electrones se dice que se oxida (oxidación). Esta

sustancia es el agente reductor, pues favorece que la otra sustancia se

reduzca al cederle sus electrones

– La sustancia que acepta los electrones de la otra sustancia se dice que se

reduce (reducción). Esta sustancia que gana electrones es el agente oxidante

(favorece que la otra sustancia se reduzca)


• Ejemplo de reacción redox

Reacción global; Fe + Cl2 FeCl2

Semirreacción de oxidación; Fe Fe2+ + 2e-

Semirreacción de reducción; Cl2 + 2e- 2Cl-

En este ejemplo el Fe cede electrones y se oxida, mientras que

el Cl acepta estos electrones y se reduce.

Por lo tanto, el Fe es el agente reductor y el Cl es el agente

oxidante


• Ejemplo de reacción redox

Reacción global; C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O

En este ejemplo la glucosa se oxida, siendo el aceptor final de

electrones el O2 (agente oxidante), que se reduce.

Además, se libera energía (es exotérmica)

EXPRESIÓN Y AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS

• Una reacción química se representa mediante una ecuación química, en

la que se tienen en cuenta una serie de premisas:

– El primer miembro de la reacción son los reactivos, y en segundo los

productos. Todos se representan mediante sus fórmulas moleculares, y se

separan los reactivos de los productos mediante una flecha

– Únicamente se contemplan las sustancias iniciales (reactivos) y finales

(productos) que intervienen en la reacción

– El estado físico de cada sustancia se indica entre paréntesis; (s) sólido, (l)

líquido, (g) gas, (aq) en disolución acuosa

– También pueden aparecer otros símbolos:

• ∆ ; sobre la flecha de la reacción. Indica calentamiento

• ↑; junto a un producto significa desprendimiento de gas

• ↓; junto a un producto indica formación de un precipitado sólido

– Ej.; El cinc metálico reacciona con el ácido sulfúrico en disolución acuosa y

produce sulfato de cinc en disolución acuosa y un desprendimiento de

hidrógeno gas

Zn(s) + H2SO4 (aq) ZnSO4(aq) + H2(g)↑

• Teoría de Dalton; las reacciones químicas son reordenaciones de

átomos. El nº de átomos de cada elemento debe ser igual en los

reactivos como en los productos (no aparece ni desaparece

ningún elemento)

• El ajuste de una reacción es consecuencia de Dalton; se ponen

unos coeficientes delante de cada sustancia para que el nº de

átomos de cada elemento a ambos lados de la reacción SEA EL

MISMO y así se cumpla la Teoría de Dalton

• Ejemplo; KClO3 KCl + 3/2O2 // 2KClO3 2KCl + 3O2

Métodos de ajuste de reacciones

(Ver libro pág. 292, ejemplos 1 y 2)

– Por tanteo

– Por sistema de ecuaciones

• ACTIVIDADES 3 y 4 PÁG. 293

Significado cuantitativo del ajuste

• Los coeficientes de ajuste nos indican proporciones en las que

intervienen las sustancias. Su interpretación es muy importante:

• Ejemplo; 2KClO3 2KCl + 3O2

– Interpretación atómico-molecular. Por cada dos moléculas de KClO3

que se descomponen, se forman dos moléculas de KCl y tres

moléculas de O2

– Interpretación molar. Por cada dos moles de KClO3 que se

descomponen, se forman dos moles de KCl y tres moles de O2

• Esta última interpretación es fundamental para realizar cálculos

estequiométricos; calcular la cantidad (masa, volumen o nº de

moles) de uno de los componentes de una reacción a partir de la

cantidad conocida de otro

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS PÁGS. 297 – 303 LIBRO

Cálculos estequiométricos

• Cálculos estequiométricos; calcular la cantidad (masa, volumen o

nº de moles) de uno de los componentes de una reacción a partir

de la cantidad conocida de otro componente de la reacción

• Pueden ser:

1. Cálculos con masas

2. Cálculos con volúmenes de gases

3. Cálculos con reactivo limitante

4. Cálculos con reactivos en disolución


1. Cálculos con masas

• Se pretende determinar la masa de un reactivo o producto de la

reacción, conociendo la masa de otra sustancia de la reacción

• Se debe tener en cuenta la relación molar entre sustancias que

nos indica el ajuste, y trabajar por factores de conversión

• Ejemplo. En disolución acuosa, el carbonato de sodio reacciona con el

cloruro de calcio, y se obtiene un precipitado de carbonato de calcio y

cloruro de sodio. Si obtenemos 225 g de carbonato de calcio, calcula la

masa de carbonato de sodio que utilizamos


2. Cálculos con volúmenes de gases

• Se pretende determinar el volumen de un reactivo o producto,

conociendo los datos de P y T de una sustancia de la reacción

• Se debe tener la relación molar del ajuste y la ecuación de estado

de los gases ideales; P·V=n·R·T

• Si nos indican condiciones normales (T=0ºC, P=1 atm), podemos

establecer la equivalencia para esa sustancia de 1 mol = 22,4 l

• Ejemplo. La combustión del amoníaco produce monóxido de nitrógeno y agua.

Determina cuántos litros de oxígeno, medidos a 600 K y 2·105 Pa, se necesitan

para obtener 195 g de monóxido de nitrógeno

• Ejemplo. Deseamos obtener 3 l de hidrógeno gas, medidos a 25ºC y 722 mm de

Hg de presión, mediante la reacción entre el ácido clorhídrico y el aluminio. En

la reacción se produce, además, cloruro de aluminio. Calcula los gramos de

aluminio necesarios



• Reactivo limitante; reactivo cuya cantidad se consume totalmente

• Reactivo en exceso; reactivo cuya cantidad no se consume en su

totalidad (sobra cantidad)

• Si no lo dice el enunciado, es necesario determinar cuál es el

reactivo limitante. Para ello se calcula el nº de moles de cada

reactivo y comparando con la relación molar del ajuste vemos qué

reactivo está en exceso (del que se obtenga un número mayor)

• A partir de ahí se trabaja de forma habitual siempre con la

cantidad de reactivo limitante

• También pueden pedir la cantidad de reactivo en exceso que no

se ha consumido



• Ejemplo. Calentamos en una cápsula de porcelana 5 g de hierro y 4 g de

azufre. Determina la cantidad de sulfuro de hierro (II) que se formará y

qué cantidad de otras sustancias tendremos al final de la reacción


4. Cálculos con reactivos en disolución

• Los reactivos se encuentran en disolución

• En este caso el enunciado indica la concentración (p.ej.

molaridad) de alguno de los reactivos y se nos pide determinar la

masa de otra sustancia de la reacción

• A partir de la concentración, se puede sacar el nº de moles del

reactivo y ya trabajar como es habitual, con la relación molar y

factores de conversión

• Ejemplo. Determina la masa de cloruro de potasio que se obtendrá si

hacemos reaccionar 25 ml de disolución de hidróxido de potasio al 20%

en masa con exceso de ácido clorhídrico. La densidad de la disolución de

hidróxido de potasio es 1,08 g/ml

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN PÁG. 304 LIBRO

Rendimiento en reacciones químicas

• Generalmente en una reacción no se obtiene el 100% de la cantidad esperada de un producto (rendimiento 100%).

• El rendimiento suele ser menor, por pérdida de material durante la manipulación, condiciones inadecuadas de reacción o existencia de reacciones paralelas

• Cuando se nos indique un rendimiento (p.ej. del 75 %), al finalizar todos los cálculos debemos multiplicar la cantidad obtenida (p.ej. la masa) por el rendimiento

• El fundamento es similar al concepto de riqueza (equivalente a % en masa). Por ejemplo; muestra de 50 g de Fe del 75% de riqueza = 50 · 0,75 = 37,5 g de Fe que hay en la muestra

• Ejemplo. La tostación de sulfuro de plomo (II) con oxígeno produce óxido de plomo (II) y dióxido de azufre gaseoso. Calcula la cantidad de óxido de plomo (II) (sólido) que podemos obtener a partir de 500 g de sulfuro de plomo (sólido), si la reacción tiene un rendimiento del 65 %

ACTIVIDADES – HOJA DE EJERCICIOS

OBTENCIÓN INDUSTRIAL DE MATERIALES

PÁGS. 305 - 306 LIBRO

VELOCIDAD DE REACCIÓN –CINÉTICA QUÍMICA

PÁGS. 320 - 323 LIBRO

Velocidad de reacción PÁG. 320

• Cinética química; parte de la Química que estudia aspectos

relacionados con la velocidad de reacción

• Velocidad de reacción; Cantidad de un reactivo que desaparece

por unidad de tiempo. Cantidad de un producto que aparece por

unidad de tiempo

Energía de activación (Ea) / Reaciónes endotérmicas y exotérmias

• Ea; Energía mínima requerida para iniciar una reacción química.

• Reacción endotérmica; se produce con absorción de energía (en forma de calor)

• Reacción exotérmica; se produce con desprendimiento de energía en forma de calor

Efinal < Eo (Einicial)

VER GRÁFICA PÁG. 321

Ef > Eo

VER GRÁFICA PÁG. 321

Factores que influyen en la velocidad de reacción

• Naturaleza de los reactivos

• Temperatura

• Concentración de los reactivos

• Superficie de contacto

• Catalizadores

Factores que influyen en la velocidad de reacción PÁG. 322

Naturaleza de los reactivos

- Velocidad de reacción depende del tipo de unión de los reactivos

Temperatura

- Tª Ecinética de moléculas nº choques eficaces Velocidad de reacción

Concentración de reactivos

- Concentración reactivos nº de choques (más partículas moviéndose) nº de choques eficaces Velocidad de reacción

Superficie de contacto (grado de división)

- Superficie contacto reactivos (mayor grado de división) nº

de choques nº de choques eficaces Velocidad de

reacción

Factores que influyen en la velocidad de reacción PÁG. 323

Catalizadores (presencia de catalizadores)

- Sustancias que en pequeñas cantidades modifican la velocidad de

una reacción

- El catalizador no afecta a la cantidad de reactivos o productos que

intervienen en la reacción

- No se consume catalizador; al final de la reacción se obtiene la

misma cantidad de catalizador

- Los catalizadores modifican la Energía de activación

- Catalizador positivo; Ea nº choques eficaces

Velocidad de reacción

- Catalizador negativo; Ea nº choques eficaces

Velocidad de reacción

Ejemplo de catalizador positivo. La trayectoria seguida por la reacción pasa de ser la de la línea azul, a ser la de la línea roja con menor energía de activación aunque con la misma energía inicial (Eo) y final (Ef). Al reducirse la Ea, aumentará la velocidad de reacción, por lo que se trata de un catalizador positivo.

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