2. Las reacciones químicas
Una reacción química es un proceso en el que una o
más sustancias (llamadas reactivos) se transforman en
otra u otras diferentes (a las que llamamos productos).
3. Las ecuaciones químicas
Ejemplos de reacciones químicas y sus ecuaciones
químicas correspondientes
Si mezclamos azufre en polvo con limaduras de hierro y luego
calentamos esa mezcla heterogénea, se obtiene un sólido
negro que es el sulfuro de hierro (II)
S + Fe → FeS
+ →
El hidrógeno gas reacciona con el oxígeno gas para dar lugar a
agua.
H2 + O2 →H2O
+ →
4. Ley de conservación de la masa:
Ley de Lavoisier
En las reacciones químicas se cumple la ley de
conservación de la masa, propuesta por el químico
Antoine Laurent de Lavoisier (S. XVIII) y dice “en toda
reacción química, la masa de las sustancias que
reaccionan es igual a la masa de las sustancias que se
forman”
Entonces en la ecuación química H2 + O2 → H2O no se cumple
dicha ley (sobra un átomo de oxígeno) …
Es necesario un ajuste de la ecuación química incluyendo unos
coeficientes estequiométricos:
2H2 + O2 → 2H2O
+ →
5. Tipos de reacciones químicas
Reacciones de síntesis o combinación: dos o más
sustancias se unen para formar una sustancia nueva.
A + B → AB
Ejemplos: S (s) + Fe (s) → FeS (s)
H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g)
Reacciones de descomposición: se forman dos o más
sustancias a partir de un compuesto dado.
AB → A + B
Ejemplos: 2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g)
6. Reacciones de sustitución: un elemento reemplaza a
otro en un compuesto.
AB + X → AX + B
Ejemplos: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag
7. Reacciones ácido – base o reacciones de neutralización:
un ácido reacciona con una base para formar una sal y agua.
Ácido + Base → Sal + Agua
Ácido es una sustancia que en disolución acuosa cede iones H+
Ácido clorhídrico: HCl → H + + Cl ─
Ácido sulfhídrico: H2S → 2H + + S 2─
Ácido sulfúrico: H2SO4 → 2H + + SO4
2─
Base es una sustancia que en disolución acuosa cede iones
hidróxido OH─
Hidróxido de calcio: Ca (OH)2 → Ca 2+ + 2 OH─
8. El pH de una sustancia sirve para determinar si dicha
sustancia es un ácido o una base. Matemáticamente pH = -
log[H+]
Ejemplos de reacciones ácido – base:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
9. Reacciones de oxidación – reducción:
Oxidación: es la adición de oxígeno a una sustancia
Reducción: es la pérdida de oxígeno de una sustancia
Ejemplos:
Reacción de oxidación del hierro:
4Fe (s)+ 3O2 (g) → 2Fe2O3 (s)
Reacción de reducción del monóxido de cobre:
CuO(s) + H2 (g) → Cu(s) + H2O (g)
10. Reacciones de combustión: son aquellas en las que
una sustancia combustible, en presencia de un
comburente (que suele ser el oxígeno), dan lugar a
dióxido de carbono, vapor de agua y energía (en forma
de calor y de luz)
Ejemplos:
Combustión del carbón: C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
Combustión del metano:CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g) + calor
Combustión de la glucosa: C6H10O6 + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O (g) + energía
11. Velocidad de reacción
La velocidad de reacción es la cantidad de sustancia que se
forma o que desaparece en la unidad de tiempo.
Factores que afectan a la velocidad de reacción:
Naturaleza de los reactivos.
Superficie de contacto entre los reactivos.
La velocidad de reacción es mayor cuanto mayor es la superficie de contacto
entre reactivos, por ejemplo con reactivos pulverizados o en disolución.
Concentración de los reactivos.
La velocidad de reacción aumenta al aumentar la concentración de los reactivos,
ya que el número de choques entre las moléculas que reaccionan es mayor
Temperatura.
En general, la velocidad de reacción aumenta con la temperatura.
Presencia de catalizadores.
Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de reacción,
aumentándola (catalizadores positivos) o disminuyéndola (catalizadores
negativos o inhibidores). Los catalizadores solo modifican la velocidad de la
reacción, es decir, no reaccionan y se recuperan al final de la reacción.
12. Energía de las reacciones químicas
Una reacción química es exotérmica cuando desprende
calor al producirse.
El calor de la reacción puede indicarse formando parte de la ecuación
química:
CH3 – CH2OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O + 1370 kJ
Puede indicarse separadamente de la reacción:
CH3 – CH2OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O q = -1370 kJ/mol
Una reacción química es endotérmica cuando necesita
calor para producirse.
Con el calor formando parte de la ecuación:
CaCO3 + 177,8 kJ → CaO + CO2
Con el calor escrito separadamente de la ecuación:
CaCO3 → CaO + CO2 q = 177,8 kJ/mol
13. Cantidad de sustancia. Concepto de mol
El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas
partículas como átomos hay en 12 g de carbono 12.
El mol es la cantidad de sustancia que contiene el número de
Avogadro (6,022·1023) de partículas
El concepto de mol es similar a los conceptos de par o de
docena
1 par de zapatos son ……. zapatos y pesan ………
1 par de lápices son ……. lápices y pesan ……………….
1 docena de huevos son ….. huevos y pesan ……………
1 docena de sillas son …… sillas y pesan ………………..
1 mol de átomos de 12C contiene …………… átomos de 12C y pesa …. g.
14. Masa molecular y masa molar
La masa molecular es la suma de las masas atómicas de
los átomos que constituyen la fórmula de un compuesto:
Masa molecular del H2O = 2·1 + 16 = 18 u
La masa molar coincide con la masa molecular, pero
expresada en gramos por mol:
Masa molar del H2O = 2·1 + 16 = 18 g/mol
¿Cuánto pesa un mol de óxido de cobre(I)?
¿Cuántas moléculas de óxido de cobre (I) hay en un mol de dicho
compuesto? ¿Y cuántos átomos de oxígeno? ¿Y de cobre?
15. Estequiometría
La estequiometría es la parte de la Química que estudia las
proporciones en las que reaccionan los distintos compuestos
en una reacción química.
Cálculos estequiométricos
(Actividad resuelta pag. 214)
Se escribe la ecuación química de la reacción y se ajusta.
Debajo de cada sustancia escribimos las proporciones que nos
ofrecen los coeficientes estequiométricos del ajuste (en moles)
En otra fila, escribimos los datos y las incógnitas del problema.
Los pasamos a moles.
Establecemos la proporción en moles en que reacciona una
sustancia de cantidad conocida con la(s) que queremos calcular.
Expresamos las cantidades obtenidas de las sustancias en las
unidades que nos pidan (gramos, litros,…)
16. A tener en cuenta…
Reactivos puros e impuros: en reactivos puros, la muestra de
partida es únicamente la sustancia que va a reaccionar. La mayoría
de las sustancias tienen impurezas y la cantidad que reacciona es
menor que la cantidad de partida.
El volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones
normales de presión y temperatura (p = 1atm y T=0ºC) es 22,4 L.
En otras condiciones de presión y temperatura, tendremos que usar
la fórmula P· V = n · R · T
P es la presión del gas (atm)
V es su volumen (L)
N es la cantidad de sustancia (mol)
R es una constante de valor 0,082 atm·L / mol K
T es la temperatura (K)
17. A tener en cuenta…
Muchas reacciones químicas tienen lugar en disolución acuosa en
los que los reactivos están en una determinada concentración.
Dicha concentración se puede medir de diferentes maneras:
Porcentaje en masa:
Porcentaje en volumen:
Concentración en masa:
Molaridad (M) o concentración molar: