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