TEMA 5. REACCIONESQUÍMICAS

Física y química 4º ESO

ÍNDICE1. Reacciones químicas. 2. Teoría de colisiones.3. Ley de conservación de la masa.4. Velocidad de una reacción química.5. Ecuaciones químicas.6. ESTEQUIOMETRÍA7. Energía de las reacciones químicas.8. Reacciones ácido-base.9. Reacciones de combustión.

10. REacciones de síntesis del amoníaco y del ácido sulfúrico.

1. REACCIÓN QUÍMICAR.Q. = Reacción química.

R = Reactivo.

P = Producto.

1. Reacción química❏ Reacción química: Proceso por el cual una o varias

sustancias iniciales se transforman en otras sustancias.

❏ Reactivos: Sustancias de las que se parte en una R.Q.

❏ Productos: Sustancias que se forman en una R.Q.

Ejemplo: Cuando el hidrógeno y el oxígeno reaccionan se forma agua. Reactivo Reactivo Producto

2. TEORÍA DE COLISIONES

2. TEORÍA DE COLISIONES❏ Teoría que explica cómo se producen las R.Q.

❏ Para que se produzca una R.Q.las partículas de los R deben chocar.

Moléculas Átomos Iones

❏ Para que el choque sea eficaz debe producirse:

1. Con la energía suficiente para que se rompan los enlaces entre las partículas de los R (energía de activación).

2. Con la orientación adecuada para que:- se rompan los enlaces entre las partículas de los R y - se formen enlaces nuevos que den lugar a los P.

Energía de activación: energía mínima necesaria para que se inicie una R.Q.

TEORÍA DE COLISIONES

3. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA

3. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA❏ En toda R.Q. la masa permanece constante

❏ En una R.Q. no se crean ni se destruyen átomos, sólo se reordenan.Ej.Reacción del I2 con el H2:

❏ Esta ley fue enunciada por el químico francés A.Lavoisier.

mreactivos = mproductos

R P

Átomos I 2 2

Átomos H 2 2

El nº de átomos de cada elemento es el mismo en los R y en los P

Masa R Masa P

I2 + H2

254 u + 2u

256 u

HI HI

128 u + 128 u

256 u

La masa de los R es igual a la masa de los P

Ejemplos de la ley de conservación de la masa1. Reacción de formación del agua:

2. Reacción entre el metano y el oxígeno:

R P

Átomos H 4 4

Átomos O 2 2

Masa R Masa P

H2 + H2 + O2

2u + 2u + 32u

36 u

H2O + H2O

18u + 18u

36 u

Enlaces rotos en los R

Enlaces formados en los P

2 enlaces H-H1 enlace O=O

4 enlaces H-O

1. Indica el nº de átomos de cada elemento en los R y en los P.2. Indica qué enlaces se han roto y qué enlaces se han formado.3. Comprueba que: mreactivos = mproductos

Ejemplos de la ley de conservación de la masa3. Reacción del hierro con el azufre:

Fe + S → FeS

56g + 32g → ?

4. Reacción del metano con el oxígeno:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

16g + 64g → 44g + ?

88 g

36 g

4. Velocidad de una reacción química

4.VELOCIDAD DE UNA R.Q.❏ La velocidad de una R.Q. ↑ cuando ↑ los choques entre las

partículas de los R.

❏ Los factores que más influyen en la velocidad de las R.Q. son:

❖ Influencia de la superficie de contacto o grado de división de los R.(cuando algún R es un sólido)

A > división > superficie > nº de > velocidad de los R de contacto choques de la reacción

SUPERFICIE DE CONTACTO O GRADO DE DIVISIÓN DE LOS R

CONCENTRACIÓN DE LOS R

TEMPERATURA

CATALIZADORES

❖ Influencia de la concentración de los R(cuando hay R gaseosos o en disolución):

A > concentración > nº de > velocidadde los R choques de la reacción

❖ Influencia de la temperatura: > nº de choques

A>T > velocidad de las partículas

las partículas los enlaces chocan a mayor se rompen más velocidad fácilmente

> velocidad de la reacción

❖ Influencia del catalizador:- Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de

una R.Q.- Se recupera al finalizar la R.Q. (no es ni un R ni un P).- Hay dos tipos:

- Positivos: Aumentan la velocidad de reacción.

- Negativos: Disminuyen la velocidad de reacción. Ej. conservantes.

5. Ecuaciones químicas

5. ECUACIONES QUÍMICAS❏ Es una representación de una R.Q.❏ Expresión general de una ecuación química:

Se lee: “A reacciona con B para dar C y D.”

❏ Puesto que en toda R.Q. se cumple que mreactivos = mproductos,se debe cumplir que:

Cuando se cumple esto la reacción está ajustada o equilibra

Nº de átomos del elemento X en los R = Nº de átomos de X en los P

A + B → C + D

5.1. AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS-MÉTODO 11. Escribir las fórmulas de los R a la izquierda de la flecha y la de los productos a la derecha.

El hidrógeno reacciona con el oxígeno para dar agua:

H2 + O2 → H2O

2. Escribir los coeficientes estequiométricos (nº que aparece delante de cada fórmula.)

2.1. Escribir una letra delante de cada fórmula. aH2 + bO2 → cH2O

2.2.Escribir una ecuación para cada elemento en la que se cumpla:Nº átomos elemento X en R = Nº átomos de X en los P

Para el H: 2a = 2cPara el O: 2b = c

2.3. Asignar el valor 1 a un coeficiente y calcular el valor de los demás.

a = 1 b = 1/2 c = 1

2.4. Si algún coeficiente es una fracción, se multiplican todos los coeficientes por el denominador de la fracción.

a = 2 b = 1 c = 2

2.5. Escribir los coeficientes en la ecuación química.

2H2 + O2 → 2H2O

Coeficiente Subíndice

5.1. AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS-MÉTODO 21. Escribir las fórmulas de los R a la izquierda de la flecha y la de los productos a la derecha.

El metano reacciona con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua.

CH4 + O2 → CO2 + H2O

2. Escribir los coeficientes estequiométricos (nº que aparece delante de cada fórmula.)

2.1. Se igualan los átomos de los elementos que aparecen sólo en un R y también sólo en un P.

Como los átomos de C están ajustados, empezamos ajustando los átomos de H.

CH4 + O2 → CO2 + 2H2O

2.2. Los átomos de los elementos que están libres, ya sea como R o como P, se ajustan al final.

Ajustamos los átomos de O:CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Coeficiente Subíndice

5.2. INTERPRETACIÓN DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA2H2 + O2 → 2H2O

Según los coeficientes estequiométricos: 2 moléculas de H2 reaccionan con 1 molécula de O2.

Por tanto: 4 moléculas de H2 reaccionan con 2 molécula de O2.

6 moléculas de H2 reaccionan con 3 molécula de O2.

1,2044·1024 moléculas de H2 reaccionan con 6.022·1023 moléculas de O2

Por tanto: 2 moles de H2 reaccionan con 1 mol de O2.

Los coeficientes indican el nº de moléculas de cada sustancia.

Los subíndices indican el nº de átomos de cada elemento que hay en una molécula.

X 6,022·1023

I I I ILos coeficientes también indican el nº de moles de cada sustancia.

Ejemplo-interpretación de una ecuación química CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

1 2 1 2

molécula + moléculas → molécula + moléculasde CH4 de O2 de CO2 de H2O.

1·6,022·1023 2·6,022·1023 1·6,022·1023 2·6,022·1023moléculas + moléculas → moléculas + moléculas de CH4 de O2 de CO2 de H2O

1 mol CH4+ 2 mol O2 → 1 mol CO2 + 2 mol H2O

6. estequiometría

6.1. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS❏ Consiste en: - determinar la cantidad de P que se obtiene a partir de cierta cantidad de R o - determinar las cantidades de R necesarios para obtener cierta cantidad de P.

❏ Los coeficientes estequiométricos indican la proporción en la que los R reaccionan entre sí.

Ejemplo: 2H2O + O2 → 2H2O2a) ¿Qué cantidad de H2O y de O2 hacen falta para obtener 2 moles de H2O2?

2 moles de H2O reaccionan con 1 mol de O2 para dar 2 moles de H2O2.Por tanto, harán falta 2 moles de H2O y 1 mol de O2.

b) ¿Qué cantidad de H2O y de O2 hacen falta para obtener 3 moles de H2O2?1º) Calculamos la cantidad de H2O: 2º) Calculamos la cantidad de O2:

2 moles de H2O2 → 2 moles de H2O 2 moles de H2O2 → 1 mol de O23 moles de H2O2 → x moles de H2O 3 moles de H2O2 → x moles de O2

3 moles de H2O

1,5 mol de O2

6.2. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CON MASASEl Fe se obtiene calentando Fe2O3 con carbón (Fe2O3 + C → Fe + CO2). Calcula la masa de hierro que se obtiene a partir de 500 g de Fe2O3. Masas atómicas:Fe = 55,8 u, O = 16 u, C = 12 u.

1. Ajustar la ecuación química. 2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2

2. Convertir la masa del R o P en moles empleando su masa molar.

M(Fe2O3) = 159,6 g/mol.

500 g de Fe2O3· = 3,1 mol de Fe2O3

3. Usar los coeficientes estequiométricos para calcular los moles de R necesarios o los moles de P que se han formado.

3,1 mol Fe2O3· = 6,2 mol Fe

4. Convertir los moles de R necesarios o los moles de P que se han formado en masa usando la masa molar de ese R o P.

6,2 mol Fe· = 346 g de Fe

159,6 g Fe2O3 1 mol Fe2O3

4 moles Fe

2 moles Fe2O3

55,8 g de Fe

1 mol de Fe

6.3. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CON REACTIVOS LÍQUIDOS O EN DISOLUCIÓN❏ Si algunos de los R es un líquido, su cantidad puede venir

expresada en volumen.

❏ Si los datos que nos dan del R son volumen y densidad (d = m/V):1º) Calculamos la masa del R: m = d·V2º) Aplicamos los pasos de los cálculos estequiométricos con masas.

❏ Si los datos que nos dan del R son el volumen y la concentración:❏ La concentración puede estar expresada en:

❏ Pasos:1º) Calculamos la masa o los moles de R usando la fórmula de la concentración que corresponda.2º) Aplicamos los pasos de los cálculos estequiométricos con masas.

% en masa = ·100 m soluto

m disolución

C (g/L) = ·m soluto (g)

Vdisolución(L)Concentración molar = ·

molessoluto

Vdisolución(L)

Se prepara una disolución disolviendo 50 g de NaOH en agua hasta completar 500 cm3 de disolución. Calcula la molaridad de la disolución.

1º) Calculamos los moles de NaOH:M(NaOH) = 40 g/mol

50 g NaOH· = 1,25 mol NaOH

2º) Concentración molar = = 2,5 mol/L = 2,5 M

Concentración molar = · molessoluto

Vdisolución(L)

Masas atómicas:Na = 23 u.O = 16 u.H = 1 u.

1 mol NaOH

40 g NaOH

1,25 mol NaOH0,5 L disolucón

Ejemplos cálculos estequiométricos con reactivos líquidos o en disoluciónLa combustión del etanol, C2H6O, produce CO2 y H2O. Calcula el volumen de agua que se obtiene al quemar 100 cm3 de etanol (detanol 0,79 g/cm

3).

1º. C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

2º. metanol = 0,79 g/cm3·100 cm3 = 79 g.

3º. M(C2H6O)= 46 g/mol.

79 g C2H6O · = 1,71 mol C2H6O

4º 1,71 mol C2H6O· = 5,13 mol H2O

5º M(H2O) = 18 g/mol

5,13 mol H2O · = 92,34 g de H2O

Masas atómicas:C = 12 u.H = 1 u. O = 16 u.

1 mol C2H6O

46 g C2H6O

3 mol H2O

1 mol C2H6O

18 g H2O1 mol H2O

Ejemplos cálculos estequiométricos con reactivos líquidos o en disoluciónLa reacción entre el aluminio y el ácido clorhídrico tiene lugar según la reacción: Al + HCl → AlCl3 + H2. Calcula la masa de hidrógeno que se formará al hacer reaccionar 100 cm3 de disolución de HCl 0,4 M con aluminio en exceso.

1º. 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

2º. molesHCl = 0,4 mol/L·0,1 L = 0,04 mol HCl.

3º. 0,04 mol HCl· = 0,02 mol H2

4º M(H2) = 2 g/mol

0,02 mol H2· = 0,04g de H2

Masas atómicas:Al = 27 u.H = 1 u. Cl = 35,5 u.

3 mol H26 mol HCl

2 g H21 mol H2

6.4. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CON GASES❏ Volumen molar de un gas:- Es el volumen ocupado por un mol de un gas.

- No depende de la sustancia- Depende de la P y T.

❏ Ley de Avogadro: en volúmenes = de gases ≠, medidos a = P y T, hay = número de moléculas (moles).

❏ Volumen molar en condiciones normales (c.n.): - Las condiciones normales (c.n.) de P y T son 1 atm y 0 ºC.- En c.n. un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L.

Se debe a que:- el tamaño de las moléculas es insignificante.- la distancia entre moléculas es muy grande.

- Ej. El volumen de un mol de He, NH3 o O2 a 0ºC y 1 atm es 22,4 L.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CON GASES (Continuación)❏ Relación de volúmenes en reacciones con gases:

N2 + 3 H2 � 2 NH31 mol N2 + 3 mol H2 � 2 mol NH3

Si todos los gases están medidos a = P y T...

1 L N2 + 3 L H2 � 2 L NH3

1 volumen N2 + 3 volúmenes H2 � 2 volúmenes NH3

En general...

EJEMPLO CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CON GASES¿Qué volumen de N2 y de H2 hace falta para obtener 100 L de NH3?

1. Ajustar la ecuación: N2 + 3 H2 → 2 NH3

2. Interpretación de la ecuación en volúmenes:

1 L de N2 + 3 L de H2 → 2 L de NH3

3. Calculamos el volumen de N2 necesario: 100 L de NH3· = 50 L de N2

4. Calculamos el volumen de H2 necesario: 100 L de NH3· = 150 L de H2

1 L de N2

2 L de NH3

3 L de H2

2 L de NH3

7. ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

7. Energía de las reacciones químicas❏ En toda R.Q. se intercambia energía:➢ Reacción exotérmica:- reacción que desprende energía.

- Esta energía es negativa (se pierde). ➢ Reacción endotérmica:- reacción que absorbe energía.

- Esta energía es positiva (se gana).

❏ Calor de reacción (QR): - Cantidad de energía absorbida o desprendida en una R.Q.- Se suele expresar por mol de sustancia formada o descompuesta.

❏ Ecuación termoquímica:- Ecuación química en la que se indica el calor de reacción. - Ejemplos: a) H2 + 1/2 O2 → H2O QR = -241,8 KJ/mol

En la formación de 1 mol de agua se desprenden 241,8 KJ. b) CaCO3 → CaO + CO2 QR = +178 kJ/mol Para descomponer 1 mol de hay que aportar 178 KJ.

7.1. ROMPER Y FORMAR ENLACES❏ En toda R.Q.:

1º) Se rompen los enlaces entre los átomos de los R.

Este proceso es endotérmico (absorbe una energía E1).

2º) Se forman nuevos enlaces entre los átomos que dan lugar a los P.

Este proceso es exotérmico (libera una energía E2)

❏ Calor de reacción: QR = E1 - E2- Si E1 > E2 → Reacción endotérmica.

- Si E1 < E2 → Reacción exotérmica.

8. REACCIONES ÁCIDO-BASE

8.1. ÁCIDOS Y BASES

❏ Definición de ácidos y bases según Arrhenius: ● Ácido: sustancia que al disolverse en agua produce iones H+.

Ejemplos: a) HCl → H+ + Cl- b) HNO3 → H+ + NO3

-

c) CH3COOH → CH3COO- + H+ d) H2SO4 → 2 H

+ + SO42-

● Base: sustancia que al disolverse en agua produce iones OH-.

Ejemplos: a) NaOH → Na+ + OH- b) Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH-

PROPIEDADES ÁCIDOS PROPIEDADES BASES

- Sabor ácido.- Tiñen de rojo el papel indicador.- Corrosivos para la piel.- Reaccionan con bases para dar sales.

- Sabor amargo.- Tiñen de azul el papel indicador.- Corrosivos para la piel.- Reaccionan con ácidos para dar sales.

8.2. ESCALA DE pH❏ Escala que mide la concentración de iones H+ en una disolución.

❏ El pH toma valores entre 1 y 14.

❏ Permite conocer el grado de acidez o basicidad de una sustancia:- pH = 7 → Sustancia neutra (nº H+ = nº de OH-). Ej. Agua. - pH < 7 → Sustancia ácida (nº H+ > nº de OH-). Ej. Vinagre. - pH > 7 → Sustancia básica (nº H+ < nº de OH-). Ej. Sosa.

❏ Indicador: Sustancia que cambia de color al cambiar el pH del medio.

Disolución básica

Disolución ácida

8.3. REACCIONES ÁCIDO-BASE O REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN❏ Reacción entre un ácido y una base que da lugar a una sal y agua.

Ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O

❏ Se llaman reacciones de neutralización porque la disolución resultante tiene pH neutro.

❏ Se debe a que los iones H+ reaccionan con los iones OH- formando H2O (pH = 7).

Ejemplo: HCl → H+ + Cl-

NaOH → Na+ + OH-

ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA

H2O

NaCl

8.4. VOLUMETRÍA DE NEUTRALIZACIÓN❏ Se usa una disolución de una base de concentración conocida para

determinar la concentración de una disolución de un ácido, o bien,

❏ Se usa una disolución de un ácido de concentración conocida para determinar la concentración de una disolución de una base.

❏ Material necesario:

- Pipeta.- Bureta.- Matraz Erlenmeyer.

❏ Pasos a seguir para valorar una disolución de HCl de concentración desconocida con una disolución de NaOH 0.25 M:

1. Tomar un volumen conocido de la disolución de HCl, por ej., 25 mL con una pipeta y verterlos en un matraz Elernmeyer.

2. Añadir unas gotas de indicador, por ej., fenolftaleína, al matraz que contiene los 25 mL de HCl.

3. Llenar la bureta con la disolución de NaOH (0,5 M) y enrasarla.4. Abrir la llave de la bureta para que la disolución de NaOH caiga

lentamente sobre la disolución de HCl. Al mismo tiempo, se agita suavemente con la mano el matraz Erlenmeyer.

1

2

3

4

HCl HCl HCl

Fenolftaleína

NaOH

NaOH

HCl + fenolftaleína

5. Dejar de añadir disolución de NaOH cuando la disolución de HCl adquiera un color rosáceo que persiste aunque agitemos.En este momento la disolución ha pasado de ser ácida (pH<7) a ser ligeramente básica (pH ≃ 7)

6. Anotar el volumen de NaOH que se ha añadido. Se lee en la bureta.

7. Calcular la concentración de HCl: 1º) Calculamos los moles de NaOH que hemos añadido: Moles NaOH añadidos = Concentración molar NaOH·Volumen de NaOH añadido.

2º) Calculamos los moles de HCl que reaccionan con esos moles de NaOH:NaOH + HCl → NaCl + H2O

Moles de NaOH añadidos· = moles de HCl que han reaccionado

3º) Calculamos la concentración molar de la disolución de HCl (molesHCl/VHCl)

1 mol de NaOH

1 mol de HCl

Moles NaOH = moles de HCl

9. REACCIONES DE COMBUSTIÓN

9. REACCIONES DE COMBUSTIÓN❏ Reacción de una sustancia (combustible) con el oxígeno en la que

se genera CO2 y H2O.

❏ Se trata de una reacción rápida en la que se desprende calor.❏ Ejemplo:CH4 + 2O2 → CO2 + H2O

❏ Reacciones de combustión en los seres vivos: La reacción que tiene lugar en las mitocondrias para obtener energía consiste en la combustión de la glucosa (C6H12O6)

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

Combustible + O2 → CO2 + H2O

❏ Aplicaciones de las reacciones de combustión: - Las reacciones de combustión se usan como fuente de energía con

fines domésticos e industriales:- Motores de los automóviles.- Calefacciones.- Producción de vapor de agua para generar electricidad en

centrales térmicas,...

- Los combustibles más usados son el metano (CH4), el propano (C3H8), el butano (C4H10), la gasolina y otros derivados del petróleo.

❏ Efecto invernadero: En las reacciones de combustión sedesprende CO2. El CO2 es el gas responsable del incremento del efecto invernadero.

10. REACCIONES DE SÍNTESIS DEL AMONÍACO Y DEL ÁCIDO SULFÚRICO

10.1. SÍNTESIS DEL AMONÍACO❏ Se lleva a cabo mediante el proceso Haber-Bosch.❏ Se sintetiza amoniaco haciendo reaccionar N2 e H2:

N2 + 3 H2 → 2 NH3❏ Condiciones a las que se lleva a cabo la reacción:- T ≃ 450 ºC. - Catalizador (Fe, Al2O3, K2O)- Presión alta(500-600 atm). - Se va eliminando el NH3 formado.

❏ Importancia de la reacción: hasta ese momento no se había conseguido producir amoníaco a nivel industrial.

❏ El NH3 producido se utilizó para fabricar abonos artificiales que fueron de gran importancia en el desarrollo de la agricultura. Estos abonos permitieron aumentar la producción de alimentos a nivel mundial.

Carl Bosh

10.2. SÍNTESIS DEL ÁCIDO SULFÚRICO❏ Existen dos procesos para la producción de ácido sulfúrico:

❏ En ambos procesos:1º) Se tuesta (quema) la pirita (disulfuro de hierro) para obtener SO2. 2º) Se oxida SO2 para obtener SO3. 3º)El SO3 se disuelve en agua para obtener H2SO4.

MÉTODO DE LAS CÁMARAS DE PLOMO

- Es el más antiguo.

- Actualmente se utiliza para producir el H2SO4 que se utiliza en la fabricación de fertilizantes.

- Se obtiene un ácido más diluido (62-78 % de H2SO4)

MÉTODO DE CONTACTO

- Requiere el uso de materias primas más puras y catalizadores más costosos.

- Se obtiene un ácido más puro y concentrado.