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ECUACIONES QUÍMICAS

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Contenidos1.-   Concepto sobre las ecuaciones quimicas2.-   Lo que nos dicen las ecuaciones quimicas3.-   Escrituras de las ecuaciones quimicas4.- Clasificación de las ecuaciones y

reacciones quimica5.- Balanceo de ecuaciones quimicas: metodo

algebraico, redox e ionelectron.

REACCIONES QUÍMICAS

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Concepto de reacción química.

“ Transformación de una sustancia para generar otras más simples o más complejas”.

EVIDENCIA DE REACCIONES QUÍMICAS

Cambio de color Liberación de energía en forma de luz o calor Absorción de energía (disminución de

temperatura) Cambio de olor Aparición de burbujas o sólidos

REPRESENTACIÓN DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

¿para qué?

para describir los cambios que suceden en la naturaleza debido al reordenamiento de los átomos de la materia de forma objetiva, cuantitativa y ordenada.

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Ecuación química.

Es la representación escrita de una reacción química mediante símbolos, formulas. Ejemplo: las reacciones anteriores se transforman en ecuaciones así:

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Ejemplo

Reactivos 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

reactivo 1 + reactivo 2 → producto 1+ producto 2

Símbolo Significado+ Separa 2 o más reactivos o productos→ Separa reactivos de productos(s) Identifica el estado sólido(l) Identifica el estado líquido(g) Identifica el estado gaseoso(ac) Identifica la solución en agua

3. Ecuaciones químicas Fe (s) + Cl2 (g) → FeCl3 (III) (s) 1 Fe + 2 Cl → 1 Fe 3 Cl

Todas las ecuaciones químicas deben mostrar que la materia se conserva, según la ley de la conservación de la masa, debe indicar que el número de átomos a ambos lados de la ecuación es el mismo.

Antes de balancear hay que saber:¿Qué es un coeficiente?

Es un número escrito frente a un símbolo químico de un elemento o compuesto que indica el menor número de moléculas o fórmulas unitarias involucradas en una reacción. Generalmente es un número entero y no se escribe si su valor es igual a 1.Ejemplo:3KCL, 2H2O, 6HCL

¿Qué es un subíndice?Es un número entero escrito con letras pequeñas después de un símbolo de un elemento químico que indica la forma en que este se encuentra naturalmente, indica el número de átomos de un elemento. No debes modificarlos ya que si lo haces cambias la identidad de la sustancia. Ejemplo:O2, Cl2, H2, F2

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LO QUE NOS DICEN LAS ECUACIONES QUIMICAS

Fórmulas y las cantidades proporcionales de todas las sustancias que participan.

Resume lo que sucede.

No indica con que rapidez tiene lugar la reacción.

No muestra cuanto calor se produce o se requiere.

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16 ESCRITURA DE LAS ECUACIONES

QUIMICASPrimero escribir las fórmulas correctas de reactivos y productos.

Balancearlas.

No se puede cambiar los subíndices de las fórmulas.

17 Tipos de reacciones químicasSíntesisSíntesis: A + B CDescomposiciónDescomposición

–Simple: A B + C–Mediante reactivo:AB + C AC + BC

SustituciónSustitución (desplazamiento):AB + C AC + B

Doble sustituciónDoble sustitución (doble desplazamiento):AB + CD AD + CB

2 H2 + O2 2 H2O

CaCO3 CaO + CO2

2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2

PbO + C CO + Pb

HCl + NaOH NaCl + H2O

Reacciones de COMBINACION O FORMACION (SÍNTESIS)

Reacción en la cual dos elementos o compuestos originan un solo producto.A + B C

Ejemplos2 elementos: Na (s) + Cl (g) NaCl (s)

2 compuestos: CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s)

Reacciones de DESCOMPOSICIÓN o Análisis

En estas reacciones un solo compuesto se divide en dos o más elementos o nuevos compuestos. Son opuestas a las reacciones de síntesis y por lo general requieren de una fuente de energía como luz, calor o electricidad para realizarse.

AB A + BEjemplos

NH4NO3(s) N2O (g) + 2H2O (l)

Reacciones de (DESPLAZAMIENTO ) SUSTITUCIÓN SIMPLE O UNICA

Es una reacción en la cual los átomos de un elemento sustituyen o reemplazan los átomos de otro en un compuesto.

A + BC AC + BEjemplos

Cu (s) + 2AgNO3 (ac) 2Ag (s) + Cu(NO3)2 (ac) Los átomos de cobre (otro metal) sustituyen a los átomos de plata ( otro metal).

3. F2 (g) + 2NaBr (ac) 2NaF + (ac) + Br2 (l)Un no metal (el flúor) reemplaza a otro no metal (el bromo).La capacidad de una sustancia de reaccionar con otra se denomina REACTIVIDAD.Los elementos más reactivos pueden desplazar a los elementos menos reactivos, generándose una reacción, sin embargo, un elemento menos activo no puede reemplazar a otro más activo, por lo cual no se genera una reacción química.

Por ejemplo:

Cl2(g) + NaF(ac) No hay reacción

Fe (s) + CuSO4 (ac) FeSO4 + Cu (s)

Mg (s) + AlCl2 (ac) MgCl2 (ac) + Al (s)

Br2 + NaCl No hay reacción

Reacciones de SUSTITUCIÓN DOBLE O METATESIS Implica el intercambio de iones entre dos

compuestos.

A(+)X(-) + B(+)Y(-) A(+)Y(-) + B(+)X(-)

Todas las reacciones de doble sustitución producen un precipitado (sólido resultado de una reacción química), un gas o agua.Ejemplo:

Ca(OH)2 (ac) + 2HCL CaCl2 (ac) + 2H2O (l)

Pasos para reacciones de doble desplazamiento

1.Escribe los componentes de los reactivos en una ecuación con estructura básica.

Al(NO3)3+H2SO4

2.Identifica los aniones y cationes de cada compuesto

Al+, NO3- H+ , SO4-

3.Cruza los cationes y aniones de los compuestos

Al+SO4- H+NO3-

4.Escribe las fórmulas de los productos Al2(SO4)HNO3

5. Escribe la ecuación completa Al(NO3)3+H2SO4Al2(SO4) +HNO3

6: Balancea la ecuación

Reacciones de COMBUSTIÓN En este tipo de reacciones el oxígeno se combina con otra sustancia y

libera energía.

Ejemplo: Combustión del gas natural:

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l)

Reacción de combustión completa: CH4 + O2 CO2 + H2OReacción de combustión incompleta: CH4 + O2 CO + H2O

Predicción de productos de las diferentes reacciones

Reacción Reactivos ProductosSíntesis 2 o + sustancias Un compuesto.Combustión 1 metal y O2

1 no metal y O2

1 compuesto y O2

Oxido metal.Óxido no metal.2 o + óxidos.

Descomposición Un compuesto 2 o + elementos o compuestos.

Sustitución simple

1 metal y 1 compuesto1 no metal y 1 compuesto

Nuevo compuesto y metal o no metal reemplazado.

Predicción de productos de las diferentes reaccionesReacción Reactivos Productos

Sustitución doble

2 compuestos 2 compuestos diferentes, uno de los cuales es un sólido, un gas o agua.

REACCIONES EXOTERMICAS

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Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprende energía, es decir con una variación negativa de entalpía.

REACCIONES ENDOTERMICAS

Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía.Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquélla que tiene un incremento de entalpía o ΔH positivo. Es decir, la energía que poseen los productos es mayor a la de los reactivos.

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TAREA:

RESUMEN DEL LIBRO DE BURNS NEUTRALIZACION: UNA REACCION DE DOBLE SUSTITUCION

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BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS:

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METODO ALGEBRAICOREDOXION ELECTRON

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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.

37 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

38 Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones

químicas por el método de tanteo:

a) C3H8 + O2 CO2 + H2O b) Na2CO3 + HCl Na Cl + CO2 + H2O c) PBr3 + H2O HBr + H3PO3

d) CaO + C CaC2 + CO e) H2SO4 + BaCl2 BaSO4 + HCl

5 3 422

333

2

39 Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico:

a)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) 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

40 Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación 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

41 MÉTODO REDOX

Proviene de dos vocablos: oxidación y reducción.

42 MÉTODO REDOX

43 MÉTODO REDOX

EJEMPLOS

44 MÉTODO REDOX

EJEMPLOS

45 Estequiometría de una reacción química. 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.

46 Tipos de cálculos estequiométricos. Con moles. Con masas. Con volúmenes (gases)

– En condiciones normales.– En condiciones no normales.

Con reactivo limitante. Con reactivos en disolución (volúmenes).

47 Ejemplo: En la

reacción 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 2 moles 3 moles485,4 g 111,6 g 591,0 g 6 g———— = ———— = ———— = ——— x 10 g y z

Resolviendo las proporciones tendremos: 43,5 g 10 g 52,9 g 0,54 g

48 Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio, 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”) para que quede en las

mismas unidades que aparece en los datos e incógnitas del problema:

49 Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio con 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 H1,18 mol H22SOSO4440 g n (mol) 102 g 102 g 342 g 40 g· 342 g

—— = ——— m (g) =————— = 134,12 g Al134,12 g Al22(SO(SO44))3340 g m (g) 102 g

50 Ejemplo: Calcula el

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)a)

1 mol 4 moles 58 g 4 mol · 22,4 l/mol 1000 g x

x = 1544,8 litros1544,8 litros

51 Ejercicio: Calcula el volumen de CO2 que se 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 H2Ob)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 litros365,5 litros

52 Ejercicio: El oxígeno es un gas que se obtiene por 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 litros2,33 litros

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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 excesoexceso y no reaccionará todo él.

El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitantereactivo limitante, ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.

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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 limitanteel 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 g17,4 g

Ejemplo: Hacemos 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

55 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 gDe donde se deduce que: m (AgNO3) que reacciona = 16,6 g

m (AgNO3) sin reaccionar = 25 g – 16,6 g = 8,4 g8,4 g

56 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 g0,15 L · 2 mol/L ————— m De donde se deduce que: m (Mg(OH)2) = 0,3 mol · 58,3 g / 2 mol = 8,7 g8,7 g

57 El rendimiento en las reacciones químicas. 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)

58 Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de 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 g1,22 g 100

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Riqueza 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:Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos

96200 g · ——— = 192 g de NaOH puro 100

60 Ejemplo: Tratamos una muestra de cinc con ácido 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 · 70m (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 litros32,2 litros

61 Un gasóleo de calefacción contiene un 0,11 % en peso de azufre. a)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)b) Comente los efectos de las emisiones de dióxido de azufre sobre las personas y el medio ambiente.DATOS: Masas atómicas: S=32; O=16a)a) 100 kg · 0,11

m (S) = —————— = 0,11 kg = 110 g100

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 L82,6 L p mol · K 1 atm

Cuestión de Selectividad (Marzo 98)

62 Energía de las reacciones químicas. 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

63 Energía de las reacciones químicas (continuación). 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

64 Ejemplos de reacciones termoquímicas

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

65 Ejercicio: La descomposición de 2 moles de óxido de mercurio (II) en mercurio y oxígeno precisa 181,6kJ a 25ºC y 1 atm de presión: a) calcula la energía necesaria para descomponer 649,8g 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 181,6 kJ a)a) 649,8 g E De donde E = 272,41 kJ272,41 kJ b)b) n(O2) 500 kJ n(O2) = 500 kJ · 1 mol/ 181,6 kJ = 2,75 mol

V(O2) = n(O2) ·R·T / p = 67,2 litros67,2 litros

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Teoría de las colisiones

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.

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Perfil de una reacción

reactivos

reactivos

productos

productos

Energía de activación

Energía de reacción

Energía

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Catalizadores

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).

69 Perfil de una reacción (sin y con catalizador)

reactivos

EnergíaEnergías de activación

con catalizador

sin catalizador

productos

Q

70 Procesos reversibles e irreversibles Un proceso irreversibleproceso 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 reversibleproceso es reversible cuando tiene lugar en ambos sentidos, es decir, los productos una vez formados reaccionan entre sí y vuelven a generar los reactivos.

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Ejemplo de proceso reversible

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.