REACCIONES QUÍMICAS

UNIDAD 14 LIBRO Págs. 288 -311 UNIDAD 15 LIBRO Págs. 320 -325

CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA Y SIGNIFICADO

Definición y componentes de una reacción • Reacción química; proceso por el que una o varias sustancias iniciales (reactivos) se transforman en otra u otras finales (productos), distintas a las iniciales • 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 han 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)

Expresión de una reacción • 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, 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)↑

Ajuste de reacciones químicas • 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 (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

TIPOS DE REACCIONES

Tipos de reacciones químicas • 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)

Tipos de reacciones químicas – 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)

Tipos de reacciones químicas • Reacciones de especial interés Reacción ácido-base (reacción de neutralización) – Una reacción ácido-base es una reacción de neutralización, 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 en forma de calor) – 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:

Reacción 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 OHEj; 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.

Tipos de reacciones químicas • Reacciones de especial interés 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)

PÁGS. 297 – 303 LIBRO

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

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

Cálculos estequiométricos 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

Cálculos estequiométricos 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

• Pág. 301, Actvs. 19 y 21 • Pág. 299, Actv. 13

Cálculos estequiométricos 3. Cálculos con reactivo limitante • Reactivo limitante; reactivo cuya cantidad se consume totalmente • Reactivo en exceso; reactivo cuya cantidad no se consume en su totalidad (sobra cantidad) • Si no te 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 • 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 • Pág. 25, Actv. 10

Cálculos estequiométricos 3. Cálculos con reactivo limitante • 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

Cálculos estequiométricos 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

PÁG. 304 LIBRO

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN

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 a 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 %

PÁGS. 305 - 306 LIBRO

OBTENCIÓN INDUSTRIAL DE MATERIALES

PÁGS. 305 - 306 LIBRO

VELOCIDAD DE REACCIÓN

Velocidad de reacción • 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)

Ef > Eo

Teoría de las reacciones químicas 1. Teoría de las colisiones - Reacción química es el resultado del choque entre moléculas - No todos los choques son “eficaces” - Choques eficaces; aquellos que dan lugar a la reacción - Moléculas que chocan aportan energía cinética suficiente para romper el enlace. Energía mínima necesaria; Energía de activación (Ea) - El choque debe ser con la orientación adecuada

Teoría de las reacciones químicas 2.

Teoría del estado de transición

- Moléculas chocan y quedan unidas temporalmente
Complejo activado o de transición - Moléculas reactivas rompen sus enlaces - El complejo es muy inestable (alta energía y rápida descomposición) - En la descomposición de lugar a los productos

- Energía de activación; energía necesaria para formar el complejo activado

Ver gráficas libro, 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 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 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 consumen 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

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)

Factores que influyen en la velocidad de reacción Ejercicios 12 y 13, pág. 323

CALOR DE UNA REACCIÓN

ENTALPIA DE UNA REACCIÓN

LEY DE HESS

EQUILIBRIO QUÍMICO