2. Contenidos (1)
2
1.- Concepto de reacción química.
2.- Escritura esquemática y significado
de las ecuaciones químicas.
3.- Teoría de las colisiones.
4.- Ajuste de las reacciones químicas:
4.1. Por tanteo.
4.2. Por ecuaciones.
3. Contenidos (2)
3
5.- Tipos de reacciones:
5.1. Reacciones de síntesis.
5..2. Reacciones de descomposición.
5.3. Reacciones de sustitución.
5.4. Reacciones de doble sustitución.
5.5. Importancia del oxígeno en
reacciones de combustión.
las
4. Contenidos (3)
4
6.- Estequiometría
de una reacción química.
6.1. Cálculos con moles.
6.2. Cálculos con masas.
6.3. Cálculos con volúmenes en
condiciones normales.
6.4. Cálculos con volúmenes en condiciones
no normales.
6.5. Cálculos con reactivo limitante.
6.6. Cálculos con reactivos en disolución.
5. Contenidos (4)
5
7.Rendimiento de una reacción química. Riqueza.
8.- Algunas reacciones químicas importantes en
la sociedad. (trabajo bibliográfico)
9.- La energía en las reacciones químicas.
9.1.
Calor de reacción (rotura y formación de enlaces).
9.2. Reacciones exotérmicas y endotérmicas.
6. Concepto de reacción química.
6
“Es un proceso mediante el cual unas
sustancias (reactivos) se transforman en
otras (productos de la reacción) por la
reorganización de los átomos conformando
moléculas nuevas. Para ello es necesario
que rompan enlaces en las moléculas
originales y se formen enlaces nuevos”.
7. Ejemplo de reacción química.
Reactivos
7
Productos
En la reacción: H2 + I2 —→ 2 HI
se rompen 1 enlace H—H y 1 enlace I —I
y se forman 2 enlaces H—I
9. 9
sulfato de cobre (II)
hierro
+
etanol
oxígeno
sulfato de hierro (II) cobre
+
dióxido de carbono
agua
10. 10
Ajuste de una reacción química.
El número de átomos de cada elemento tiene que
ser igual en los reactivos y en los productos.
Se llama ajuste a la averiguación del número de
moles de reactivos y productos.
¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse
los subíndices de las fórmulas de reactivos o
productos.
Métodos de ajuste:
– Tanteo (en reacciones sencillas).
– Algebraicamente (en reacciones más complejas)
resolviendo un sistema de ecuaciones.
11. 11
Ejemplo: Ajustar la siguiente reacción:
HBr +Fe → FeBr3 + H2
Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles)
de los respectivos reactivos y productos.
a HBr + b Fe → c FeBr3 + d H2
H) a = 2d
Br) a = 3c
Fe) b = c
Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3
Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos
los siguientes coeficientes:
a = 6, b = 2, c = 2 y d = 3.
Por tanto la ecuación ajustada será:
6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2
12. 12
Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones
químicas por el método de tanteo:
a) C3H8 + 5O2 → 3 2 + 4 2O
CO
H
b) Na2CO3 + 2
HCl → 2 Cl + CO2 + H2O
Na
c) PBr3 + 3 H2O → 3HBr + H3PO3
3
d) CaO + C → CaC2 + CO
2
e) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + HCl
13. 13
Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones
químicas por el método algebraico:
a) a KClO3 → b KCl + c O2
K) a = b;
Cl) a = b;
O) 3a = 2c
Sea a = 1. Entonces b = 1 y c = 3/2
Multiplicando todos los coeficientes por 2:
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
b) a HCl + b Al → c AlCl3 + d H2
H) a = 2d;
Cl) a = 3c;
Al) b = c
Sea c = 1. Entonces b = 1, a = 3 y d = 3/2
Multiplicando todos los coeficientes por 2:
6 HCl + 2 Al → 2 AlCl3 + 3 H2
14. Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación
14
químicas por el método algebraico:
a HNO3 + b Cu → c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O
H) a = 2e; N) a = 2c + d;
O) 3a = 6c +d + e;
Cu) b = c
Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda:
a = 2e;
a = 2 + d;
3a = 6 + d + e;
Sustituyendo a: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e
Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo
queda: e = 4/3; d= 2/3 con lo que a = 8/3
Multiplicando todos los coeficientes por 3:
8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Comprobamos el nº de átomos de cada tipo antes y después de
la reacción: 8 átomos de H (4 ·2), 8 de N (2·3 +2), 24 de O
(8·3= 3·2·3 +2 +4) y 3 de Cu
15. Tipos de reacciones químicas
15
Síntesis: A + B → C 2 H2 + O2 → 2 H2O
Síntesis
Descomposición
–Simple: A → B + C CaCO3 → CaO + CO2
–Mediante reactivo:
AB + C → AC + BC
2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO +
Sustitución
2 SO2
(desplazamiento):
AB + C → AC + B
Doble sustitución
PbO + C → CO + Pb
(doble desplazamiento):
AB + CD → AC + BD
HCl + NaOH → NaCl +
16. Estequiometría
de una reacción química.
16
Es la proporción en moles en la que se
combinan los distintos reactivos y en la que
se forman los distintos productos de la
reacción.
Una vez determinado el número de moles
de reactivos y productos (ajuste de la
reacción) se puede hacer el cálculo en masa
(gramos) o en volumen (litros) en el caso de
gases o disoluciones.
17. Tipos de cálculos
estequiométricos.
17
Con moles.
Con masas.
Con volúmenes (gases)
– En condiciones normales.
– En condiciones no normales.
Con reactivo limitante.
Con reactivos en disolución (volúmenes).
18. Ejemplo: En la reacción18
ajustada anteriormente:
6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3H2 ¿qué cantidad de
HBr reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades
de FeBr3 e H2 se formarán?
6 HBr + 2 Fe —→ 2 FeBr3 + 3H2
6 moles 2 moles
485,4 g 111,6 g
2 moles
591,0 g
3 moles
6g
———— = ———— = ———— = ———
x
10 g
y
z
Resolviendo las proporciones tendremos:
43,5 g
10 g
52,9 g
0,54 g
19. Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio,
19
con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua
para que reaccione todo el óxido de aluminio y se
forme sulfato de aluminio y agua. Calcula los moles
del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que se
forma. Datos (u):
Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1
M (Al2O3) = 2 · 27 u + 3 · 16 u = 102 u
M [ Al2(SO4)3 ]= 2 · 27 u + 3 · (32 u + 4 · 16 u) = 342
u
Primero, ajustamos la reacción:
Al2 O3 + 3 H2SO4 ————→ Al2(SO4)3 + 3 H2 O
1mol
3moles
1mol
3moles
Se transforman los moles en “g” o “l” (o se dejan en “mol”)
20. Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio con
20
suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua para
que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme
sulfato de aluminio Al2(SO4)3 y agua. Calcula los moles
del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que se
forma. Datos (u):
Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1
Al2 O3 + 3 H2SO4 ————→ Al2(SO4)3 + 3 H2 O
102 g
3 moles
342 g
40 g n (mol)
m (g)
102 g 3 moles
40 g · 3 mol
—— = ——— ⇒ n (mol) = ————— = 1,18 mol H2SO4
40 g n (mol)
102 g
102 g 342 g
40 g· 342 g
—— = ——— ⇒ m (g) =————— = 134,12 g Al2(SO4)3
40 g
m (g)
102 g
21. Ejemplo: Calcula el
21
volumen de dióxido de
carbono que se desprenderá al quemar 1 kg de butano
(C4H10) a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC.
La reacción de combustión del butano es:
C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
a)
1 mol
58 g
1000 g
4 moles
4 mol · 22,4 l/mol
x
x = 1544,8 litros
22. Ejercicio: Calcula el volumen de CO2 que se
22
desprenderá al quemar 1 kg de butano (C4H10)
a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC.
C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
b) Cuando las condiciones no son las normales es mejor
hacer el cálculo en moles y después utilizar la
fórmula de los gases:
58 g —————
4 moles
1000 g —————
y
⇒ y = 69 moles
n·R·T
69 mol · 0,082 atm · L · 323 K
V = ———— = ————————————— =
p
mol · K
5 atm
= 365,5 litros
23. Ejercicio: El oxígeno es un gas que se obtiene por
23
descomposición térmica del clorato de potasio en
cloruro de potasio y oxígeno ¿Qué volumen de
oxígeno medido a 19ºC y 746 mm Hg se
obtendrá a partir de 7,82 g de clorato de potasio.
Ecuación ajustada: 2 KClO3 →2 KCl + 3 O2
2 mol
3 mol
2 mol·122,6 g/mol = 245,2 g —— 3 mol
7,82 g —— n(O2)
Resolviendo se obtiene que n (O2) = 0,0957 moles
n · R · T 0,0957 moles · 0,082 atm · L · 292 K
V= ———— = ——————————————— =
p
mol · K
(746 / 760) atm
= 2,33 litros
24. 24
Reacciones con reactivo limitante
Hay veces que nos dan más de una cantidad
de reactivos y/o productos.
En estos casos, uno de los reactivos quedará
en exceso y no reaccionará todo él.
El otro reactivo se consume totalmente y se
denomina reactivo limitante, ya que por
limitante
mucho que haya del otro no va a reaccionar
más.
25. Ejemplo: Hacemos25
reaccionar 10 g de sodio
metálico con 9 g de agua. Determina cuál de
ellos actúa como reactivo limitante y qué masa
de hidróxido de sodio se formará? En la
reacción se desprende también hidrógeno
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
46 g — 36 g ——— 80 g
10 g — m(H2O) — m(NaOH)
⇒ m(H2O) = 7,8 g
lo que significa que el sodio es el reactivo limitante y
que el agua está en exceso
(no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)
m (NaOH) = 80 g · 10 g / 46 g = 17,4 g
26. 26
Ejercicio: Hacemos
reaccionar 25 g de nitrato de
plata con cierta cantidad de cloruro de sodio y
obtenemos 14 g de precipitado de cloruro de
plata. Averigua la masa de nitrato de plata que
no ha reaccionado.
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
169,8 g ————— 143,3 g
m
————— 14 g
De donde se deduce que:
m (AgNO3) que reacciona = 16,6 g
m (AgNO3) sin reaccionar = 25 g – 16,6 g = 8,4 g
27. 27
Ejemplo: Añadimos
150 ml de disolución
2 M de hidróxido de sodio a otra disolución de
sulfato de magnesio. Averigua la masa de
hidróxido de magnesio que se formará si el
sulfato de magnesio está en exceso.
2 NaOH + MgSO4 → Mg(OH)2 + Na2SO4
2 mol —————— 58,3 g
0,15 L · 2 mol/L ————— m
De donde se deduce que:
m (Mg(OH)2) = 0,3 mol · 58,3 g / 2 mol = 8,7 g
28. El rendimiento en las reacciones
químicas.
28
En casi todas las reacciones químicas suele
obtenerse menor cantidad de producto dela
esperada a partir de los cálculos estequiométricos.
Esto se debe a:
– Perdida de material al manipularlo.
– Condiciones inadecuadas de la reacción.
– Reacciones paralelas que formas otros productos.
Se llama rendimiento a:
mproducto (obtenida)
Rendimiento = ———————— · 100
mproducto (teórica)
29. Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de
29
sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad
suficiente para que precipite todo el cloruro de
plata. Determina la masa de este producto que
obtendremos si el rendimiento de la reacción es
del 85 %.
n(NaCl) = V · Molaridad = 0,01 L · 1 mol/L
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
1 mol
143,4 g
0,01 mol
m (AgCl)
De donde m(AgCl) = 1,43 g
1,434 g · 85
mAgCl (obtenida) = ————— = 1,22 g
100
30. Riqueza
30
La mayor parte de las sustancias no suelen
encontrarse en estado puro.
Se llama riqueza al % de sustancia pura que
tiene la muestra.
m (sustancia pura)
riqueza = ———————— · 100
m (muestra)
Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de
NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos
96
200 g · ——— = 192 g de NaOH puro
100
31. Ejemplo: Tratamos una muestra de cinc con ácido31
clorhídrico del 70 % de riqueza. Si se precisan
150 g de ácido para que reaccione todo el cinc,
calcula el volumen de hidrógeno desprendido en C.N.
150 g · 70
m (HCl) = ———— = 105 g
100
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑
73 g
22,4 L
105 g
V(H2)
De donde
V = 105 g · 22,4 L / 73 g = 32,2 litros
32. Cuestión de
Cuestión de
Selectividad
Selectividad
(Marzo 98)
(Marzo 98)
Un gasóleo de calefacción contiene un 0,11 %
32
en peso de azufre. a) Calcule los litros de
dióxido de azufre (medidos a 20ºC y 1 atm) que se
producirán al quemar totalmente 100 kg de gasóleo.
b) Comente los efectos de las emisiones de dióxido de
azufre sobre las personas y el medio ambiente.
DATOS: Masas atómicas: S=32; O=16
a)
100 kg · 0,11
m (S) = —————— = 0,11 kg = 110 g
100
S + O2 → SO2↑
32 g
1 mol
——— = ——— ⇒ n(SO2) = 3,4 moles
110 g
n(SO2)
n · R · T 3,4 mol · 0’082 atm · L · 293 K
V= ———– = ————————————— = 82,6 L
p
mol · K
1 atm
33. Energía de las reacciones
químicas.
33
En todas las reacciones químicas se produce
un intercambio energético con el medio
(normalmente en forma de calor) debido a
que la energía almacenada en los enlaces de
los reactivos es distinta a la almacenada en
los enlaces de los productos de la reacción.
∆EREACCIÓN = EPRODUCTOS – EREACTIVOS
34. Energía de las reacciones
químicas (continuación).
34
Si en la reacción se desprende calor ésta se
denomina “exotérmica” y si se consume
calor se denomina “endotérmica”.
Si ∆EREACCIÓN > 0, EPRODUCTOS > EREACTIVOS
por tanto, se absorbe calor ⇒ endotérmica
Si ∆EREACCIÓN < 0, EPRODUCTOS < EREACTIVOS
por tanto, se desprende calor ⇒ exotérmica
35. Ejemplos de reacciones
termoquímicas
35
Reacción endotérmica:
2 HgO (s) +181,6 kJ → 2 Hg (l) + O2 (g)
Se puede escribir:
2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2(g); ∆ER = 181,6 kJ
Reacción exotérmica:
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) +393,5 kJ
Se puede escribir:
C (s) + O2 (g) → CO2 (g); ∆ER = –393,5 kJ
36. Ejercicio: La descomposición de 2 moles de óxido de
36
mercurio (II) en mercurio y oxígeno precisa 181,6 kJ a
25 ºC y 1 atm de presión: a) calcula la energía
necesaria para descomponer 649,8 g de HgO; b) el
volumen de O2 que se obtiene en esas condiciones
cuando se descompone la cantidad suficiente de HgO
mediante 500 kJ.
2 HgO → 2 Hg + O2 ; ∆E = 181,6 kJ
433,18 g
1 mol
a) 649,8 g
De donde ∆E = 272,41 kJ
b)
n(O2)
181,6 kJ
∆E
500 kJ
n(O2) = 500 kJ · 1 mol/ 181,6 kJ = 2,75 mol
V(O ) = n(O ) ·R·T / p = 67,2 litros
37. Teoría de las colisiones
37
Para que se produzca una reacción química
es necesario:
1º) que los átomos o moléculas posean la
energía cinética suficiente para que al
chocar puedan romperse los enlaces de los
reactivos (energía de activación).
2º) que el choque posea la orientación
adecuada para que puedan formarse los
enlaces nuevos.
38. 38
Perfil de una reacción
Energía
Energía de activación
productos
reactivos
reactivos
productos
Energía de reacción
39. Catalizadores
39
Son sustancias que, incluso en cantidades
muy pequeñas influyen la velocidad de una
reacción, pues aunque no intervengan en la
reacción global, si intervienen en su
mecanismo con lo que consiguen variar la
energía de activación (normalmente
disminuirla para que la reacción se acelere).
40. Perfil de una reacción
(sin y con catalizador)
Energía
d
sin cataliza
c
c on
reactivos
at
or
40
Energías de activación
or
zad
ali
Q
productos
41. Procesos reversibles e
irreversibles
41
Un proceso irreversible es el que tiene
lugar en un sólo sentido. Por ejemplo, una
combustión; la energía desprendida se
utiliza en calentar el ambiente y se hace
inaprovechable para regenerar los reactivos.
Un proceso es reversible cuando tiene
lugar en ambos sentidos, es decir, los
productos una vez formados reaccionan
entre sí y vuelven a generar los reactivos.
42. Ejemplo de proceso reversible
42
La reacción de formación del ioduro de
hidrógeno es reversible:
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
El símbolo
se utiliza en las reacciones
reversibles para indicar que la reacción se
produce en ambos sentidos.
