Este documento resume los conceptos fundamentales de las reacciones químicas, incluyendo la diferencia entre cambios físicos y químicos, las ecuaciones químicas, los tipos de reacciones, y los factores que afectan la velocidad de una reacción. También explica la ley de conservación de la masa y cómo ajustar ecuaciones químicas para que la masa total se conserve en ambos lados de la reacción.

1. COLEGIO DE SAN FRANCISCO DE PAULA Sevilla
Departamento de Ciencias Naturales Curso 16-17
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TEMA 5. Reacciones químicas I
1. CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS
Los cambios físicos son aquellos en que no cambia la naturaleza de las sustancias que lo
sufren, por ejemplo: un objeto que cae al suelo, una bombilla que se ilumina gracias al paso de
la electricidad, o dos bolas de billar que chocan entre sí. Por el contrario, en los cambios
químicos, las sustancias que intervienen se transforman en otras nuevas, con propiedades
distintas, por ejemplo: la combustión de un trozo de papel, la realización de café, o la oxidación
de una reja de hierro con el paso del tiempo.
Los cambios químicos se llaman reacciones químicas, y, mirando en detalle qué es lo que
sucede, todo se reduce a una reordenación de los átomos de las moléculas que intervienen, que
pasan de estar unidos entre sí de una forma a estarlo de otra distinta:
Mg(s) + 2 HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g)
En una reacción química los materiales iniciales son los reactivos y las nuevas sustancias
que se forman son los productos.
Reactivos  Productos
Una reacción química se representa por una ecuación química: Una ecuación química es
la expresión que muestra las fórmulas químicas de los reactivos y los productos.
2. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Hay muchas reacciones químicas, sin embargo, pueden clasificarse en cuatro tipos generales:
Reacciones de Síntesis, Descomposición, Sustitución simple y Doble sustitución.
2.1. Reacción de síntesis o combinada
En una reacción de síntesis dos o más sustancias simples se combinan para formar una
sustancia más compleja: Dos o más reactivos y un solo producto.
Ejemplo: 2 H2 + O2  2 H2O
2 Reactivos  1 producto
2.2. Reacción de descomposición
En una reacción descomposición una sustancia compleja se descompone en sus componentes
más simples. Esta reacción es opuesta a la de síntesis. Un reactivo produce dos o más productos.
Ejemplo: 2 H2O  2 H2 + O2
1 reactivo  2 productos
2.3. Reacción de sustitución simple
En una reacción de sustitución simple un elemento sin combinar sustituye a otro en un
compuesto. Dos reactivos producen dos productos.

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Ejemplo: 2 HCl + Zn  ZnCl2 + H2
2 reactivos  2 productos
2.4. Reacción de doble sustitución
En una reacción de sustitución doble dos elementos que forman parte de dos diferentes
compuestos intercambian sus posiciones para formar un nuevo compuesto. Dos reactivos
producen dos productos.
Ejemplo: HCl + NaOH  NaCl + H2O
2 reactivos  2 productos
3. LEY DE CONSERVACIÓN DELA MASA. AJUSTE DEREACCIONES QUÍMICAS.
El químico francés Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) llevó a cabo un gran
número de experimentos con diferentes reacciones químicas, donde medió la masa de todos los
componentes de una reacción; que es la masa los reactivos además de la masa de los productos.
De los resultados de sus experimentos estableció la siguiente ley conocida como Ley de
conservación de la masa.
Cuando se escribe una ecuación química, como la masa se conserva durante la reacción
química, es muy importante que la ecuación esté ajustada. Una ecuación está ajustada cuando
tenemos el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la flecha.
Ejemplo: H2 + O2  H2O
 Esta es la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno para dar agua. Sin embargo, no está
ajustada, ya que no hay el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados
de la flecha.
 Como hay 2 átomos de H a cada lado de la flecha, el H está ajustado. Sin embargo hay
2 átomos de O a la izquierda de la flecha pero solo 1 átomo de O a la derecha de la
flecha. Con objeto de ajustar la ecuación, debemos añadir el número 2 a la molécula de
agua (a la derecha de la flecha).
H2 + O2  2 H2O
 El número que hemos añadido está ahora multiplicando la fórmula química entera y se
denomina coeficiente estequiométrico.
 Tenemos ahora 2 átomos de O a ambos lados de la flecha, pero como resultado, el
balance de H ha sido modificado. Tenemos ahora 4 átomos de H a la derecha de la flecha
y solo 2 átomos a la izquierda.
La Ley de conservación de la masa establece que en una reacción química la
masa se conserva. Esto es lo mismo que decir que la masa total de los reactivos
es igual a la masa total de los productos o que el número de átomos al comienzo
y al final tiene que ser el mismo.

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 Con objeto de ajustar ahora la ecuación, necesitamos añadir el coeficiente
estequiométrico 2 al H2 en su izquierda.
2 H2 + O2  2 H2O
La ecuación está ahora ajustada. Simplemente cuenta el número de átomos de cada
elemento a ambos lados de la flecha para verificarlo.
4. VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Algunas reacciones químicas ocurren muy rápidamente, tardando menos de un segundo,
mientras que otras tardan cientos de años. Algunas veces es importante conocer exactamente
como de rápido ocurre una reacción. Es decir, necesitamos saber la tasa de una reacción.
Cuando estudiamos las tasas de las reacciones químicas, deberíamos tener en cuenta la
teoría de la colisión. Esta teoría mantiene que la combinación de las moléculas ocurre cuando
ellas colisionan. Así, cuantos más colisiones ocurran en un sistema, más combinaciones de
posibles moléculas ocurrirán.
Cuando introducimos el tiempo como un factor, se observa que cuanto mayor se ala
cantidad de colisiones por unidad de tiempo, mayor será el número de combinaciones de
moléculas y por tanto, más rápidamente tendrá lugar la reacción. Como resultado, una mayor
tasa de reacción se observará.
Pero, ¿cómo medimos la tasa de una reacción química?
Como regla general para averiguar la velocidad de una reacción, podemos medir la cantidad
de un reactivo consumido por unidad de tiempo, o la cantidad de un producto formado por
unidad de tiempo.
t /s
0 100 200 300 400
Abs[Fe(CN)6]-3
40
60
80
100
120
140
160
La concentración de Ferrocianida formada en una reacción varía en el tiempo con una
determinada tasa. Esto puede calcularse a partir de los datos del gráfico.
La tasa es una medida de como de lento o rápido ocurre una reacción. En química,
cuando hablamos sobre la tasa de una reacción, nos referimos a la velocidad a la
cuál ocurre.

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4.1. Factores que afectan la velocidad de una reacción química
Hay diferentes factores que afectan la velocidad o tasa de una reacción: concentración,
temperatura y presión.
a) Concentración: A medida que se incrementa la concentración de de los reactivos, se
incrementa la velocidad de la reacción. Cuanto más sustancias se tengan, mayor serán las
posibilidades de colisión y por tanto, más rápidamente transcurrirá la reacción. A mayor
concentración de reactivos, mayor tasa de reacción.
b) Temperatura: Al cambiar la temperatura de los reactivos, cambia la tasa de la reacción.
Si se incrementa la temperatura de un sistema, las moléculas rebotarán más rápidamente al
poseer mayor energía cinética. Cuanto más reboten, mayor será la probabilidad de colisión con
la mínima energía necesaria y, por tanto, mayor la probabilidad de combinación. Por tanto, la
tasa de reacción se incrementará también. Cuando la temperatura incrementa unos 10 ºC la
tasa llega a ser el doble aproximadamente.
Por otro lado, si disminuimos la temperatura de un sistema, sus moléculas se moverán
más lentamente, y colisionarán menos y con menor energía. La combinación de moléculas
también disminuirá y por tanto la tasa de reacción.
c) Presión: Un cambio en la presión también afecta la tasa de una reacción química,
particularmente cuando se trabaja con gases. Cuando se incrementa la presión, las moléculas
tienen menos espacio, llegando a estar más concentradas. Esta mayor concentración incrementa
la probabilidad de colisiones y por tanto, la reacción aumentará su velocidad. Incrementar la
presión provocará un aumento de la tasa de reacción. Por otro lado, cuando se disminuye
la presión, las moléculas no colisionarán entre ellas tan frecuentemente y la tasade la reacción
química disminuirá.
d) Área Superficial: Cuanto mayor sea el área superficial de una partícula, mayor será la
probabilidad de que colisione con otras partículas y por tanto, mayor también la probabilidad
de combinaciones. Incrementar el área superficial aumenta la tasa de una reacción. La
superficie que presenta un reactivo es tanto mayor cuanto más finamente dividido esté. Es por
ello que las reacciones se hagan en disolución o si es en estado sólido, con los reactivos
finamente divididos.
e) Catalizador: El uso de un catalizador incrementa la tasa de una reacción química.
Un catalizador es una sustancia que cambia la tasa de una reacción química sin estar implicado
el mismo en la reacción. Por ello, un catalizador se mantiene sin alterarse químicamente.
En la presencia de un catalizador las colisiones entre moléculas necesitarán menos energía.
Los catalizadores son muy importantes en la industria, ya que posibilitan que la velocidad de
las reacciones químicas sea alta a bajas temperaturas; ahorrando combustibles y dinero.
5. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Los cálculos estequiométricos consisten en averiguar cantidades de una de las sustancias
involucradas en una reacción química a partir de datos referidos a otra. En general, los
problemas se pueden resolver aplicando siempre el mismo método:
- Escribir y ajustar la reacción química
- Convertir en moles usando la fórmula adecuada

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- Relacionar los moles de la sustancia inicial con los de la sustancia problema por
medio de la reacción química y los coeficientes que tienen en ella
- Obtener la respuesta final transformando los moles de sustancia problema en aquello
que nos pidan (gramos, partículas, etc.)
En estos problemas se suelen emplear estas dos relaciones:
n =
m
PM
N = n · NA
donde n es el número de moles de la sustancia, m es su masa en gramos, PM es el peso molecular
en g/mol, N es el número de partículas y NA es el número de Avogadro (6.02·1023).