Tema 4. Reacciones químicas. Estequiometría. Velocidad de

REACCIONES QUÍMICAS
UNIDAD 14 LIBRO Págs. 288 -311
UNIDAD 15 LIBRO Págs. 320 -325
CONCEPTOS PREVIOS
Los conceptos de energía de activación y reacciones endotérmicas y
exotérmicas se estudian en detalle en el apartado de velocidad de reacción
• 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 ha 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 oxígenooxígeno de la molécula de O2 y también se ha formado el enlace
iónico entre Cl- y K+ en el cloruro de potasio (KCl)
TEORÍAS EXPLICATIVAS DE LAS
REACCIONES QUÍMICAS
1. Teoría de las colisiones PÁG. 321 LIBRO
• Para que se produzca una reacción química, las partículas de las
sustancias reaccionantes (reactivos) deben chocar entre sí y
romper los enlaces que les mantienen unidos para después
volverse a unir de diferente forma dando lugar a los productos.
• Según esta teoría para que se dé una reacción química deben
cumplirse tres requisitos:
– Las partículas (átomos, moléculas, iones..) de las sustancias
reaccionantes deben colisionar entre sí
– Los choques (colisiones) deben ser lo suficientemente energéticos
(fuertes)
– Los choques deben producirse con la orientación adecuada
• Los choques deben ser eficaces (no todos los choques y colisiones
entre partículas dan lugar a una reacción)
Por ejemplo, al juntar el hidrógeno y el oxígeno no se produce la
reacción, aunque hay choques.
Debemos calentar para que los choques sean más energéticos,
aumente el número de choques eficaces y comience la reacción.
Esta energía que comunicamos para conseguir choques eficaces y
que comience la reacción es la energía de activación.
2.
Teoría del estado de transición PÁG. 321
- Moléculas chocan y quedan unidas temporalmente formando un
complejo activado o de transición
- Moléculas reactivas rompen sus enlaces
- El complejo activado es muy inestable (alta energía y rápida
descomposición)
- En la descomposición del complejo activado se da lugar a los productos
- Según esta teoría, la energía de activación es la energía necesaria
para formar el complejo activado y que se inicie la reacción
Ver gráficas libro, pág. 321
PÁG. 295 LIBRO
TIPOS DE REACCIONES
• 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)
– 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)
REACCIONES DE ESPECIAL
IMPORTANCIA
Reacciones de neutralización ácido-base
• Una reacción de neutralización ácido-base es una reacción 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)
• 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:
Reacciones 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.
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
PÁG. 321
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
Combustión de metano (componente principal del gas natural)
Reacciones de transferencia de electrones (oxidación-reducción)
• Oxidación es el proceso en el que una sustancia pierde electrones
• Reducción es el proceso en el que una sustancia gana electrones
• No puede producirse una oxidación sin que simultáneamente
tenga lugar una reducción
• Por lo tanto un proceso o reacción de oxidación-reducción (redox)
es aquel en el que se produce el intercambio de electrones de unas
sustancias a otras; una sustancia cede electrones y la otra sustancia
los capta:
– La sustancia que pierde electrones se dice que se oxida (oxidación). Esta
sustancia es el agente reductor, pues favorece que la otra sustancia se
reduzca al cederle sus electrones
– La sustancia que acepta los electrones de la otra sustancia se dice que se
reduce (reducción). Esta sustancia que gana electrones es el agente oxidante
(favorece que la otra sustancia se reduzca)
Reacciones de transferencia de electrones (oxidación-reducción)
• Ejemplo de reacción redox
Reacción global; Fe + Cl2  FeCl2
Semirreacción de oxidación; Fe  Fe2+ + 2eSemirreacción de reducción; Cl2 + 2e-  2ClEn este ejemplo el Fe cede electrones y se oxida, mientras que
el Cl acepta estos electrones y se reduce.
Por lo tanto, el Fe es el agente reductor y el Cl es el agente
oxidante
Reacciones de transferencia de electrones (oxidación-reducción)
• Ejemplo de reacción redox
Reacción global; C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6H2O
En este ejemplo la glucosa se oxida, siendo el aceptor final de
electrones el O2 (agente oxidante), que se reduce.
Además, se libera energía (es exotérmica)
EXPRESIÓN Y AJUSTE DE
REACCIONES QUÍMICAS
• 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 moleculares, 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)↑
• 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 de reacciones
(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
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
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 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 (del que se obtenga un número mayor)
• 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
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 al 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 %
ACTIVIDADES – HOJA DE EJERCICIOS
PÁGS. 305 - 306 LIBRO
OBTENCIÓN INDUSTRIAL DE
MATERIALES
PÁGS. 320 - 323 LIBRO
VELOCIDAD DE REACCIÓN –
CINÉTICA QUÍMICA
Velocidad de reacción PÁG. 320
• 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)
VER GRÁFICA PÁG. 321
Ef > Eo
VER GRÁFICA 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 PÁG. 322
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 PÁG. 323
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 consume 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
Ejemplo de catalizador positivo.
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).
Al reducirse la Ea, aumentará la
velocidad de reacción, por lo que se
trata de un catalizador positivo.