AQUÍ HABLAMOS SOBRE LAS REACCIONES QUÍMICAS DE VARIOS ELEMENTOS

1. REACCIONES
QUÍMICAS
CARLOS SAÚL MEJÍA ORDORICA

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
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
las que una sustancia combustible, en presencia
de un comburente (que suele ser el oxígeno), dan
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: