Tema 4 Reacciones químicas
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Todas las sustancias que existen en la naturaleza pueden experimentar cambios químicos o físicos.
CAMBIOS QUÍMICOS CAMBIOS FÍSICOS
Hay una transformación en la composición interna de la materia. Se
forman nuevas sustancias con composición y propiedades diferentes.
Esta transformación ocurre por la rotura y formación de enlaces.
Este tipo de cambio se conoce como REACCIÓN QUÍMICA, donde las
sustancias iniciales se llaman REACTIVOS y las finales, PRODUCTOS. Ejemplos: la
oxidación y la combustión.
Es un proceso IRREVERSIBLE, ya que las sustancias no recuperan su estado inicial.
No hay variación en la composición interna de la materia, por lo que la
sustancia inicial es la misma que la final. Ejemplo: Los cambios de estado de la
materia.
Es un proceso REVERSIBLE, ya que las moléculas permanecen inalteradas (la
transformación de las sustancias es parcial).
Química 2º GBZA – Profesor: Rafael Calderón Rodríguez
Dentro de las reacciones químicas, destaca la TEORÍA DE LAS
COLISIONES. Esta teoría explica como ocurren las reacciones: para
que una reacción química se produzca, los átomos, moléculas o iones deben chocar entre sí (deben
de chocar con una orientación adecuada).
ENERGÍA DE ACTIVACIÓN (Ea) es la mínima cantidad de energía que se
necesita para dar inicio a una reacción química, capaz de romper los enlaces que
existen y formar otros nuevos.
Cuando las moléculas chocan para provocar la transformación, se produce el COMPLEJO ACTIVADO, que es un estado
de transición antes de formar los productos. Una vez que los reactantes
superan la energía mínima, la reacción se lleva a cabo.
ECUACIONES QUÍMICAS
Para representar una reacción química se usa una ECUACIÓN QUÍMICA, que es una representación escrita de lo que ocurre en la reacción. La reacción química se
representa a través de símbolos y fórmulas.
Una ecuación química informa de:
1) Las sustancias que intervienen en una reacción.
2) El número de átomos que participan.
3) La relación entre los moles de las sustancias.
4) La relación entre las moléculas de las sustancias.
5) La relación entre los volúmenes de las sustancias.
Dentro de las ecuaciones químicas es importante tener en cuenta las MAGNITUDES, con las cuales vamos a cuantificar y dar una numeración a las distintas sustancias y átomos que participan. En las ecuaciones químicas destacan 2 magnitudes: el MOL y la MASA
MOLAR.
Un MOL es la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos, moléculas o iones como el número de átomos que hay en 0,012 kg de carbono-12. Este número se haya
experimentalmente y se llama NÚMERO DE AVOGADRO (NA), que tiene el valor de 6,022 x 1023 entidades elementales.
El mol se utiliza para medir la magnitud llamada CANTIDAD DE MATERIA.
Ejemplo: 1 mol de He = 6,022 x 1023 átomos de He
MASA MOLAR (M) es la masa en gramos de un mol de átomos, moléculas u otras partículas. Se expresa en g/mol.
Ejemplo: la masa molar del sodio es 22,99g, esto significa que la masa de 1 mol de átomos de sodio es 22,99g y se expresa 22,99 g/mol.
Ejemplo: H2O 2 átomos de H 2 x 1 g/mol = 2 g/mol 1 átomo de O 1 x 16 g/mol = 16 g/mol Por lo tanto, M(H2O) 2 g/mol + 16 g/mol = 18 g/mol La masa de 1 mol de H2O (6,022 x 1023 moléculas) = 18 g.
La masa molar de una sustancia se calcula sumando las masas molares de todos los átomos que hay en la fórmula química.
Para calcular cuántos moles de moléculas o moles de átomos hay en una masa cualquiera de una
sustancia, se aplica la siguiente fórmula: m
n = -------------- M
¿Cómo calcular la cantidad de sustancia en
moles?
n = cantidad de materia (mol) m = masa de la sustancia (g)
M = masa molar (g/mol)
Ejemplo: Calcular cuantos moles hay en 54 gramos de H2O m 54 g n = ----------- = ------------------- = 3 mol M 18 g/mol
El VOLUMEN MOLAR es el volumen que ocupa un mol de un elemento o compuesto en estado gaseoso. Se ha comprobado experimentalmente que en condiciones normales de presión y Tª, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen aproximado de 22,4 litros.
Cuando se habla de condiciones normales, se refiere a una temperatura de 0 ºc, una presión de 1 atm y un volumen de 22,4 litros.
BALANCE DE ECUACIONES
Cuando se escribe una ecuación química, se debe comprobar que esta cumpla con la ley de conservación de la masa, es decir, que el número de átomos que hay de cada
elemento debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación.
Para lograr este equilibrio, se antepone a cada fórmula o símbolo un número entero y sencillo, llamado COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO.
Destacan 2 métodos para conseguir el equilibrio:
1) MÉTODO POR TANTEO
Se ensayan coeficientes multiplicadores de los reactivos y productos para que en ambos lados de la ecuación exista el mismo número de átomos.
Ejemplo: H2 + O2 H2O Primero se tiene en cuenta la cantidad de átomos de cada elemento que hay en ambos lados de la ecuación (antes y después de la ): H reactivos hay 2 y productos 2; O reactivos hay 2 y productos 1. Esta ecuación NO está equilibrada, ya que existen 2 átomos de oxígeno en los reactivos y 1 en los productos.
Para equilibrar la ecuación H2 + O2 H2O, se debe poner como índice estequiométrico el número 2 en el agua, así lo multiplicará.
H2 + O2 2 H2O Sin embargo, quedan 4 átomos de hidrógeno en los productos y dos en los reactivos. Entonces habrá que poner un 2 en el hidrógeno y la ecuación queda equilibrada.
2 H2 + O2 2 H2O
2) MÉTODO ALGEBRAICO
En este método se establece un sistema de ecuaciones, el cual se resuelve dando un valor arbitrario para uno de los coeficientes.
Ejemplo: Zn + HCl ZnCl2 + H2
Primero, se ponen letras a cada una de las fórmulas. Estas representan los coeficientes estequiométricos. Luego, se ponen los elementos que participan en la reacción y la cantidad de átomos de cada uno: a Zn + b HCl c ZnCl2 + d H2
Zn 1a = 1c (1) H 1b = 2d (2) Cl 1b = 2c (3)
Para resolver las ecuaciones se siguen estos pasos: 1- Se asigna al azar el valor 1 para a a = 1 2- De la primera ecuación (1) se obtiene c c = 1 3- De la tercera ecuación (3) se obtiene b b = 2 4- De la segunda ecuación (2) se obtiene d d = 1 Finalmente, se reemplazan los valores en la ecuación inicial y se comprueba que esta equilibrada. Los valores iguales a 1 no se escriben. a Zn + b HCl c ZnCl2 + d H2 Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
La ESTEQUIOMETRÍA establece relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos de una reacción química.
RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
Un REACTIVO LIMITANTE es el reactivo que se agota primero en una reacción química, de este dependerá la cantidad máxima de producto que se pueda formar en la reacción.
Si una reacción ha terminado es porque el reactivo limitante ha reaccionado todo.
A los otros reactivos que están en mayor cantidad y que han reaccionado con la cantidad exacta de reactivo limitante se les llama REACTIVOS EXCEDENTES (estos reactivos
quedan sin reaccionar).
El RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN es la cantidad de producto obtenido una vez finalizada una reacción química.
El RENDIMIENTO TEÓRICO es la cantidad de producto que teóricamente debería obtenerse, cuando reacciona todo el reactivo limitante. El RENDIMIENTO REAL es la
cantidad real de producto que se consigue de una reacción química una vez que ha ocurrido todo el
proceso.
En la mayoría de las reacciones, el rendimiento real es menor que el teórico, debido a que la reacción es
reversible (el producto vuelve a formar reactivos), se usan gases como reactivos que escapan muy fácil, o los productos formados reaccionan entre sí formando otros
productos y no los que se esperaban.
El RENDIMIENTO PORCENTUAL relaciona el rendimiento teórico
con el real:
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS