Reacciones químicas básicas

Las reacciones quÃ−micas
ENLACE QUÃ MICO
Uniones entre átomos
La teorÃ−a del enlace quÃ−mico surgió con el trabajo de Abegg
En el átomo, los electrones más estables son los situados en los niveles energéticos más profundos de
la corteza atómica. Los electrones de la capa más externa se llaman electrones de valencia y a dicha capa,
capa de valencia. Estos electrones son los responsables del comportamiento quÃ−mico.
Estabilidad
Los cuerpos ordinarios en la naturaleza tienden a alcanzar situaciones de mÃ−nima energÃ−a, porque eso
implica mayor estabilidad.
Los átomos se unen para pasar a una situación de menor energÃ−a, lo que supone mayor estabilidad.
Cuando dos átomos se unen formando un enlace quÃ−mico, desprenden una energÃ−a llamada energÃ−a
de enlace.
Un enlace quÃ−mico se produce por la interacción electrostática entre dos núcleos y los electrones de los
átomos que se unen. Sólo intervienen los electrones de valencia, quedando inalterados el núcleo y los
electrones de las otras capas.
Conforme se van aproximando dos átomos, aparece una atracción entre el núcleo de uno y los electrones
del otro. Simultáneamente, surge una repulsión entre los dos núcleos de carga positiva y lo mismo ocurre
con los electrones de ambos, cargados negativamente.
Longitud y energÃ−a de enlace
La combinación de la atracción núcleo de un átomo-electrones del otro y las repulsiones
núcleo-núcleo y electrones-electrones hace que exista una distancia de equilibrio entre los núcleos, para la
cual la energÃ−a del sistema es mÃ−nima y la estabilidad es máxima. Esta distancia se denomina longitud
de enlace.
Por tanto, los átomos se enlazan porque adoptan una posición de energÃ−a baja y de mayor estabilidad.
Esta conclusión queda confirmada por el aporte de energÃ−a que se necesita para separar los átomos.
La energÃ−a de la molécula de H es menor que la suma de las energÃ−as de los dos átomos que la
forman. Esta diferencia de energÃ−as se conoce como energÃ−a de enlace (Ee) y se define como la energÃ−a
necesaria para romper el enlace entre dos átomos separándolos a una distancia infinita.
Las energÃ−as de enlace se dan en kilocalorÃ−as por mol de moléculas formadas o separadas.
La longitud de enlace se mide en Angstrom.
EH2= 103 kcal/mol ; dH2= 0,74 Ã
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Regla del octeto
Los gases nobles están en la naturaleza en forma atómica y no tienden a formar compuestos quÃ−micos.
Los átomos de los gases nobles se caracterizan por tener todos los niveles y subniveles energéticos llenos.
La estabilidad de los gases nobles se asocia con la estructura electrónica de su última capa, que queda
completamente llena con ocho electrones.
AsÃ− se establece la regla del octeto: los átomos, la unirse, intercambian electrones hasta adquirir 8 en su
última capa. El octeto es una disposición electrónica muy estable.
El H tiene 1 electrón de valencia y le falta un electrón para adquirir la configuración electrónica estable
del He.
Cada elemento está estable cuando alcanza en su última capa tantos electrones como tiene el gas noble de
su perÃ−odo correspondiente en su última capa.
*Los gases nobles, debido a su escasa reactividad quÃ−mica, se emplean en entornos en los que interesa que
no se produzcan cambios quÃ−micos. Por ejemplo, en el interior de las bombillas se emplea el argón. Si
hubiese aire, el filamento metálico reaccionarÃ−a rápidamente con el oxÃ−geno, inutilizando la bombilla.
EL ENLACE IÃ NICO
Formación de compuestos iónicos
Cuando reaccionan elementos muy electronegativos con elementos muy electropositivos tiene lugar este tipo
de enlace. Se llama enlace iónico porque los átomos, para unirse, ganan o pierden electrones, por lo que se
convierten en iones. El enlace iónico suele producirse cuando se unen metales con no metales: los metales
forman cationes y los no metales forman aniones.
En los compuestos iónicos no existen moléculas, sólo pueden ser cristales. La ruptura de esta red
requiere un aporte de energÃ−a.
El cloruro de sodio: el mejor ejemplo
En la formación de la sal común podemos distinguir varias etapas, conocidas como el ciclo de Born-Haber:
• Cada átomo de sodio cede un electrón a un átomo de cloro y se concierten el átomo de sodio en un
catión y el de cloro en un anión.
• El proceso de cesión de un eâ del átomo de sodio al de cloro se repite con muchos pares de átomos.
• Una vez formados los iones, para aumentar las atracciones entre iones de distinto signo y reducir las
repulsiones entre los de igual signo, los iones Na+ y ClË se colocan de forma ordenada en una red
cristalina.
• Los iones de la red cristalina están unidos por fuerzas electrostáticas (fuerzas de Coulomb) que
mantienen la estabilidad del compuesto.
Estructura de los cristales iónicos
Las sustancias iónicas presentan estructuras muy ordenadas, ya que los iones que las forman suelen ocupar
unas posiciones en el espacio que determinan figuras geométricas. Forman estructuras como: cúbica
simple, rómbica simple, triclÃ−nica, romboédrica…
Propiedades de los compuestos iónicos
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• Son sólidos a temperatura ambiente. Son rÃ−gidos y funden a temperaturas muy elevadas.
• En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sÃ− cuando están disueltos o fundidos.
• Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones.
• Son duros y quebradizos. La dureza es entendida como la oposición a ser rayado. El rayado supone
la ruptura de enlaces por procedimiento mecánico, y este resulta difÃ−cil por la estabilidad de la
estructura cristalina.
• Ofrecen mucha resistencia a la dilatación, porque esta supone un debilitamiento de las fuerzas
iónicas.
• Son muy solubles en agua, y estas disoluciones son buenas conductoras de la electricidad.
EL ENLACE COVALENTE
Formación de sustancias covalentes
El enlace covalente se basa en la compartición de pares de electrones por dos átomos, cada uno de los
cuales aporta uno de los electrones al par. AsÃ−, los dos alcanzan el número de electrones “deseado”.
Se constituye entre átomos iguales o que difieren poco en electronegatividad, es decir, átomos no metales.
Estas agrupaciones ya no forman cristales, forman moléculas. Un ejemplo es el flúor. El F tiene 7
electrones, por lo que le falta uno para conseguir los 8. Si un átomo de F cede un electrón a otro átomo
del mismo, y el segundo le cede parcialmente otro de los suyos al primero. El resultado es que los dos
consiguen rodearse de 8 eË compartiendo un par de electrones.
Diagramas de Lewis
Son una manera sencilla de representar a los átomos que se enlazan. Se escribe el sÃ−mbolo del átomo
rodeado de tantos puntos como electrones tiene en el último nivel. Se unen los electrones que se comparten
hasta que tengan los eË correspondientes.
Enlace covalente homopolar y heteropolar
Cuando se unen átomos iguales por un enlace covalente los electrones compartidos están simétricamente
situados respecto de ambos átomos y la distribución de cargas eléctricas negativas es uniforme dentro de
la molécula. A este enlace se le llama enlace covalente homopolar.
Cuando se unen átomos distintos por un enlace covalente la distribución de las cargas eléctricas
negativas no es simétrica: hay mayor densidad de carga negativa en la proximidad del elemento más
electronegativo, mientras que en la proximidad del otro hay mayor densidad de carga positiva. Como
consecuencia, se forma una molécula con dos polos eléctricos, molécula que recibe el nombre de
dipolo. Cuando una molécula forma un dipolo tiene un enlace covalente heteropolar.
La molécula de agua es un dipolo, con el polo negativo del lado del O y el polo positivo en la zona de los
H. En esta molécula también se produce un desplazamiento de los núcleos de los átomos respecto a
las capas electrónicas, fenómeno que se conoce como deformación atómica.
La causa de que el agua sea mejor disolvente de las sustancias iónicas es la polaridad de sus moléculas.
Cuando una sustancia iónica se pone en contacto con los dipolos que forman las moléculas del agua, estos
se orientan en sentido opuesto a la polaridad del ion y provocan una disminución de la fuerza de tracción
electrostática entre los iones del cristal hasta lograr su disgregación.
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Cuando los iones que forman el cristal se separan quedan rodeados por el disolvente, lo que les impide
reagruparse de nuevo. Este fenómeno se llama solvatación y los iones rodeados por los dipolos, iones
solvatados.
Enlace covalente coordinado o dativo
Este enlace sucede entre átomos distintos. El enlace covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el
enlace en el que cada par de eË compartido por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo
que aporta el par de electrones se denomina dador y le que lo recibe, receptor. El enlace coordinado se
representa por medio de una flecha que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que
no aporta ninguno.
Propiedades de las sustancias covalentes
• Tienen bajos puntos de fusión y de ebullición.
• Cuando son cuerpos sólidos, son relativamente blandos y malos conductores térmicos y
eléctricos.
• Son bastante estables y de escasa reactividad (el enlace covalente es fuerte).
La molécula de agua
Esta sustancia, formada por el enlace covalente de dos átomos de H y uno de O es imprescindible para la
vida. Algunas de sus funciones más importantes son:
• Es el disolvente más universal, y muchas reacciones bioquÃ−micas se llevan a cabo en solución
acuosa.
• Los medios de transporte de nutrientes en los organismos se llevan a cabo en lÃ−quidos, como la
sangre.
• Ayudan a regular la temperatura de los seres vivos, como el sudor.
Durante muchos años, fue considerada un elemento. En 1770, Cavendish demostró que era el producto
resultante de la combustión de H y aire, y Lavoisier supuso que era una combinación de H y O. En 1895,
Morley demostró que la proporción de masa era 2 unidades de masa del H por 16 del O.
Hoy se sabe que los dos átomos de H están unidos al O por un enlace covalente. Pero esta molécula no
es lineal, tiene la forma de manera que las direcciones de los enlaces O_H forman un ángulo estimado de
105º. Las uniones son tales que cada H comparte con el O un par de eË . Pero la pareja está mas cerca del
O que del H, por lo que es una molécula polar, ya que el H tiene cierta carga positiva y el O cierta carga
negativa. Ello hace que las moléculas de agua se atraigan entre sÃ−, de forma que los H atraigan a los O de
otras moléculas. Ese enlace, conocido como enlace por puentes de hidrógeno, es intermolecular (entre
moléculas) y es bastante más débil que el enlace covalente entre los componentes de la molécula.
Las fuerzas intermoleculares son responsables de que el agua, a diferencia de otros hidruros, posea una
temperatura de fusión y ebullición anormalmente altas.
Cuando el agua está en estado sólido, las moléculas de agua, unidas entre sÃ− por puentes de
hidrógeno, tienen forma geométrica tetraédrica. Cuando se calienta el hielo por encima del punto de
fusión, la red se desmorona, ya que no todas las moléculas siguen unidas por puentes de hidrógeno. Por
ello se aproximan entre sÃ−, haciéndose el conjunto más compacto. En consecuencia, el agua lÃ−quida es
más densa que el hielo y alcanza un máximo de densidad a los 4ºC, donde comienza a descender
ligeramente. Las diferencias de densidad son muy pequeñas. Por ello, si se mete una botella de agua en el
congelador estalla, ya que el hielo ocupa más espacio.
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Cuando se evapora el agua y hay pequeñas partÃ−culas cargadas en el aire, como el polvo, la polaridad del
agua hace que se sienta atraÃ−da por estas partÃ−culas, por lo que se produce la niebla.
EL ENLACE METÓLICO
Formación de cristales metálicos
Los átomos del metal se distribuyen en el espacio de forma muy ordenada, determinando estructuras
cristalinas geométricamente regulares llamados cristales metálicos.
La formación de los cristales metálicos sucede asÃ−:
• Todos los átomos se desprenden de los pocos electrones que les sobran para alcanzar los eË
deseados. El conjunto de electrones forma la nube electrónica o gas electrónico.
• Los cationes resultantes se empaquetan conformando un cuerpo geométrico regular. Como son
cargas eléctricas del mismo signo, tienden a repelerse entre sÃ−, pero la nube electrónica se
mueve entre los huecos dándole consistencia y estabilidad.
En las sustancias metálicas sólo hay cristales, no moléculas. La fórmula de un metal se representa
simplemente con el sÃ−mbolo del elemento.
Propiedades de los metales
• Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, el galio y el cesio, que son lÃ−quidos.
• Se pueden deformar fácilmente: son maleables (pueden extenderse en láminas) y dúctiles (pueden
formar hilos)
• Son conductores térmicos y eléctricos.
• Tienen elevados puntos de fusión y de ebullición.
• Poseen brillo metálico y densidad elevada, excepto el litio, el sodio y el potasio, que son menos
densos que el agua.
CAMBIOS FÃ SICOS Y CAMBIOS QUÃ MICOS
Cambios fÃ−sicos
Los cambios en los que no hay variación en la composición de la materia, en los que la sustancia inicial es
la misma que en la final, se llaman cambios fÃ−sicos. Por ejemplo, el cambio de estado, forma, tamaño…
Cambios quÃ−micos
Un cambio quÃ−mico es una transformación en la composición de la materia, es decir, una o varias
sustancias se transforman en una u otras diferentes. Por ejemplo, las combustiones, oxidaciones o
descomposiciones. Los cambios quÃ−micos se describen por una reacción quÃ−mica.
Algunos indicios que se producen en los cambios quÃ−micos son el cambio de color, la aparición de
burbujas o el cambio de temperatura.
Cambios artificiales
Son los cambios forzados por las personas. Algunos son beneficiosos, como los medicamentos que curan
enfermedades. Otros dañan el medio ambiente, como los insecticidas.
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LEYES DE LAS REACCIONES QUÃ MICAS
Las ecuaciones quÃ−micas
En una ecuación quÃ−mica hay dos términos: el de la izquierda, son los reactivos, expresados en los
sÃ−mbolos correspondientes y separados por un signo más. A la derecha están los productos, expresados
de la misma forma. Entre ambos términos suele ponerse una flecha que indica que se produjo una reacción
quÃ−mica. Reactivos â Productos.
Toda reacción quÃ−mica debe estar ajustada.
Información que proporciona una ecuación quÃ−mica ajustada
• Las fórmulas de los reactivos y su estado de agregación
• El número de átomos que interviene de cada elemento
Desde un punto de vista microscópico:
• Proporción entre el número de moléculas
• La masa se calcula a partir de la masa molecular
Desde un punto de vista macroscópico:
• Proporción entre el número de mol
• Volumen (sólo con los gases)
• La masa se calcula a partir de la masa molar
LAS LEYES PONDERALES
Se denominan leyes ponderales de las reacciones quÃ−micas aquellas que establecen las proporciones de los
pesos en cualquier proceso quÃ−mico.
Ley de conservación de la masa (Lavoisier)
En una reacción quÃ−mica, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los
productos.
Ley de las proporciones definidas (Proust)
Los reactivos que intervienen en una reacción quÃ−mica lo hacen siempre en una relación de masa
constante.
Ley de las proporciones múltiples (Dalton)
Cuando un elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se
unen a una masa fija del otro están en relación de números enteros y sencillos.
CANTIDAD DE SUSTANCIA
Masa molecular
La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos que integran la molécula.
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Ej: masa molecular del H2O= (2·1)+16=18u
La masa molecular es relativa y adimensional, ya que la comparamos con otra masa, la del carbono-12. Por
ejemplo, si decimos que la masa molecular del agua es 18, indicamos que es 18 veces mayor que la doceava
parte del átomo del carbono-12.
El mol
Para relacionar ka masa de los átomos y las moléculas con una cantidad fácil de medir, se definió la
cantidad de sustancia y su unidad, el mol. Según la IUPAC, el mol es la cantidad de sustancia que tiene el
mismo número de partÃ−culas como átomos hay en 12g de C-12.
Se puede decir que un mol de cualquier sustancia equivale a la masa molecular expresada en gramos.
Ej: La masa molecular del H2O es 18u: un mol de agua son 18g de agua.
Para calcular los mol de una sustancia se dividen los gramos de sustancia entre la concentración molar:
n(mol)=m(g)/M(g/mol)
Número de Avogadro
En 1811, Avogadro determinó que en un mol hay 6,022·1023 partÃ−culas. Este número se representa
como NA (número de Avogadro). AsÃ−, hay otra definición de mol: es la cantidad de sustancia que tiene
6,022·1023 partÃ−culas.
Gay-Lussac descubrió que, en los gases, un mol ocupa 22,4L en c.n. (condiciones normales: 273K de
temperatura y 1atm de presión).
AJUSTE DE REACCIONES QUÃ MICAS
Para ajustar una ecuación quÃ−mica debemos escribir coeficientes delante de las fórmulas de cada
sustancia. A estos números se les denomina coeficientes estequiométricos.
Ajuste por tanteo
Se hace mentalmente, comprobando los átomos que intervienen de cada elemento tanto en la derecha como
en la izquierda, hasta que haya el mismo número de cada átomo.
Ajuste sistemático
Se escribe la ecuación quÃ−mica y se utilizan coeficientes genéricos para cada una de las sustancias. Eso
nos proporciona una ecuación algebraica:
Ecuación sin ajustar
Ecuación con coeficientes
genéricos
Zn + HCl â ZnCl2 + H2
a Zn + b HCl â c ZnCl2 + d
H2
Zn: a=c
Ecuaciones algebraicas para
H: b=2d
cada tipo de átomos
Cl. b=2c
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Se resuelve el sistema de ecuaciones asignando un valor arbitrario a uno de los coeficientes, por ejemplo a=1.
Entonces, c=1, b=2 y d=1.
TIPOS DE REACCIONES QUÃ MICAS
Clasificación de las reacciones quÃ−micas
• Reacciones de combinación o sÃ−ntesis. Son aquellas en las que dos o más sustancias simples,
elementos o compuestos, reaccionan para dar un único compuesto más complejo.
• Reacciones de descomposición. Son aquellas en las que una sustancia se transforma en otras más
sencillas debido a un aporte energético, que puede ser mediante calor o energÃ−a eléctrica.
• Reacciones de sustitución o desplazamiento. Son aquellas en las que un elemento de un reactivo se
sustituye o intercambia por un elemento del otro reactivo, formando productos diferentes.
• Reacciones de doble desplazamiento. Son aquellas en las que hay un intercambio de elementos en
dos o más compuestos en la reacción.
Reacción de combustión
La combustibilidad es una propiedad caracterÃ−stica de la materia que permite diferenciar las sustancias que
arden de las que no arden. La combustión es un tipo de reacción quÃ−mica en la que los reactivos son el
combustible y el O2, y los productos suelen ser (no siempre) CO2 y H2O.
Las reacciones de combustión son exotérmicas, ya que desprenden energÃ−a.
Ócidos y bases
Los ácidos son sustancias que en solución acuosa forman iones H+ (aq) y las bases son sustancias que
disueltas en agua producen iones OHË (aq).
CaracterÃ−sticas de los ácidos:
• Sabor agrio
• Desprenden H al reaccionar con algunos metales
• Reaccionan con el mármol y desprenden CO2
• Reaccionan con las bases para dar sales.
CaracterÃ−sticas de las bases:
• Sabor amargo
• Son untuosos al tacto
• Reaccionan con las grasas para dar jabones
• Reaccionan con los ácidos para dar sales
Para cuantificar el carácter ácido o básico de una sustancia empleamos la escala de pH, que es una escala
de números del 1 al 14.
Si el pH es menor que 7, la sustancia es ácida. Si el pH es 7, la sustancia es neutra. Si el pH es mayor que 7,
la sustancia es básica.
Esta escala de números se asocia a una escala de colores, que son los que adopta el papel indicador, o papel
tornasol, en contacto con el ácido o la base.
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La reacción de neutralización es la reacción entre los iones H+ y OHË para dar H2O.
Ócido+Base=Sal+H2O.
¿Cà MO SE PRODUCE UNA REACCIà N QUà MICA?
TeorÃ−a de colisiones
Fue propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis. Esta teorÃ−a afirma que para que ocurra un cambio
quÃ−mico es necesario que la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o
choque.
El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz y debe cumplir ciertos requisitos:
• Que el choque genere la suficiente energÃ−a para romper los enlaces entre los átomos.
• Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.
Los choques que no cumplen estas condiciones no dan lugar a la reacción, y se denominan choques
ineficaces.
A veces, en el paso de reactivo a producto se realiza mediante la formación de un compuesto intermedio o
complejo activado, que luego se transformará en los productos.
Velocidad de reacción
Es la cantidad de sustancia transformada por unidad de tiempo. Se mide en mol/(L·s).
V= _ï“ nreactivos /ï“ t
=ï“ nproductos/ï“ t
ï“ nreactivos= nº de mol de reactivos que han reaccionado
ï“ nproductos= nº de mol de productos que se han formado
Factores que afectan a la velocidad de una reacción quÃ−mica
• Temperatura. Al aumentar la temperatura, también aumenta la velocidad a la que se mueven las
partÃ−culas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es
una mayor velocidad de reacción. Aproximadamente, por cada 10ºC de aumento, la velocidad se
duplica.
• Grado de pulveración de los reactivos. Si los reactivos están en estado lÃ−quido o sólido, la
pulveración, es decir, la reducción a partÃ−culas de menor tamaño, aumenta la velocidad de
reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre partÃ−culas.
• Naturaleza quÃ−mica de los reactivos que intervienen en la reacción. Dependiendo del tipo de
reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energÃ−a de activación muy alta,
entonces será muy lenta, o muy baja, entonces será muy rápida.
• Concentración de los reactivos. Si están en disolución o son gases, cuanto mayor sea su
concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber
más cantidad de partÃ−culas en el mismo espacio, aumentará la cantidad de colisiones.
• Catalizadores. Son sustancias que facilitan la reacción modificando el mecanismo por el que se
desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción quÃ−mica. Los catalizadores se
añaden en pequeñas cantidades y son muy especÃ−ficos, por lo que cada uno sólo sirve para
determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, ya que no es
reactivo.
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LA ENERGÃ A DE LAS REACCIONES QUÃ MICAS
EnergÃ−a o calor de reacción
Se llama energÃ−a de una reacción quÃ−mica a la energÃ−a absorbida o desprendida por el reactivo. El
valor de la energÃ−a de reacción depende de las condiciones de presión y temperatura y de la cantidad de
sustancia que se transforma. Los valores de la energÃ−a de reacción se expresan por mol de producto
formado o reactivo gastado, y en c.n. (condiciones normales: 1atm y 273K).
Energéticamente, las reacciones pueden ser:
• Exotérmicas. Transcurren con desprendimiento de energÃ−a. Eproductos<Ereactivos.
A+Bâ C+EnergÃ−a
• Endotérmicas. Transcurren con absorción de energÃ−a. Eproductos>Ereactivos.
A+B+EnergÃ−aâ C
Ej: C (s) + O2 (g) â
CO2 (g) - 395 KJ
Es decir, por cada mol de C el sistema necesitará 395KJ para reaccionar.
Puede ocurrir que, en algunos casos, para que comience la reacción sea necesario un aporte de energÃ−a
llamada energÃ−a de activación (Ea). Por ejemplo, en la reacción de combustión del butano necesitamos
una chispa eléctrica para que la reacción comience. La presencia de un catalizador hace que la energÃ−a
de activación de las reacciones disminuya, por lo que el número de choques eficaces aumenta y también
aumenta su velocidad.
Calor de formación y calor de combustión
Hay dos tipos de energÃ−as o calores especialmente interesantes:
• Calor de formación de un compuesto. Es la energÃ−a absorbida o desprendida en la reacción
para formar un mol de productos.
• Calor de combustión. Es el calor desprendido en el proceso de combustión de un mol de
sustancia.
Para medir los calores de reacción (Q) se utiliza el calorÃ−metro, que consta de un recipiente aislado en el
que se produce la reacción, un agitador y un termómetro, que indica la temperatura al comienzo y al final
de la reacción:
Q=m·ce·(Tf_Ti)
Donde m es la masa de la sustancia, ce su calor especÃ−fico y Ti y Tf, las temperaturas inicial y final.
EnergÃ−a de enlace
Para que una o varias sustancias se transformen en otras tiene que haber una reorganización de átomos y
para ello se tienen que romper unos enlaces y formarse otros nuevos. La ruptura y formación de enlaces lleva
asociada una absorción y un desprendimiento de energÃ−a. Para romper un enlace se necesita un aporte de
energÃ−a, llamado energÃ−a de enlace. Una vez formado el enlace, se desprende esa misma cantidad de
energÃ−a.
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