Transformación o cambio físico- proceso en el que no cambia la naturaleza ni las propiedades de las sustancias, solo su apariencia.

Transformación o cambio químico- proceso en el que sí cambia la naturaleza de la sustancia y se forman otras nuevas con propiedades diferentes.

Las transformaciones o cambios químicos reciben también el nombre de reacciones químicas.

Es un proceso en el que tras una reorganización de enlaces y átomos, una o más sustancias iniciales, llamadas reactivos, se transforman en otras distintas, llamadas productos de reacción.

Reactivos- sustancias que se van a transformar en una reacción.

Productos de reacción- nuevas sustancias que se obtienen como resultado de una transformación química.

Teoría del estado de transición.

Una reacción química se produce, por tanto, cuando se rompen ciertos enlaces de los reactivos y se forman otros nuevos que dan lugar a los productos de la reacción.

Teoría de las colisiones.

Hay dos teorías que intentan explicar cómo se puede llevar a cabo este proceso:

Para que se produzca una reacción química es necesario que las partículas (moléculas, átomo, iones) iniciales choquen entre sí con la suficiente energía y con la orientación adecuada. En estos casos el choque se dice que es eficaz. Al chocar las partículas se rompen algunos enlaces y comienzan a formarse otros nuevos.

Toda reacción química ocurre mediante un paso previo de formación de un complejo molecular, llamado complejo activado, en el cual se empiezan a romper los enlaces de los reactivos y se inicia la formación de los enlaces de los productos. A este estado se le denomina estado de transición.

La diferencia de energía que hay entre el estado de transición y las sustancias reaccionantes se llama energía de activación, Ea, que es la energía necesaria para que se forme el complejo activado.

Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier- En una reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.

En definitiva: en la Naturaleza, nada se crea ni se destruye, solo se transforma.

Una reacción química solo implica una reagrupación de los átomos y, por tanto, no hay ninguna variación de la masa.

+

Fe + S → FeS

La teoría de la relatividad de Einstein eliminó el dualismo existente en la Física clásica entre la materia y la energía. En la Física actual materia y energía son aspectos diferentes de una misma realidad. La materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma distinta de energía de acuerdo con:

E = m . c2

Por tanto, la ley de conservación de la masa se transforma en una única ley de conservación de la masa-energía

Hoy en día sabemos que esta teoría no es totalmente exacta.

Ley de las proporciones definidas o ley de Proust- cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, la proporción entre las masas de cada uno de los elementos que interviene es constante.

Esto es debido a que la composición de un determinado compuesto químico, es fija.

MS = 32 g/mol, MFe = 55'9 g/mol

FeSEjemplo: La fórmula del sulfuro de hierro (II) indica que, en la red iónica, hay 1 átomo de azufre por cada átomo de hierro. Pero los átomos de hierro y azufre no tienen la misma atómica.

La proporción en masa es diferente: 1'75321

55'91S de gFe de g

En el ejemplo 1, la proporción en masa es:

1'752

3'5

Los reactivos están en cantidades estequiométrica, es decir, exactamente las cantidades que se necesitan y no sobra nada.

En el ejemplo 2, las cantidades de S y Fe no son estequiométricasHay 0'5 g de hierro de más.

Se dice que el azufre es el reactivo limitante.

Cuando el azufre se acaba y la reacción no puede continuar y el hierro sobrante queda en el medio de la reacción. El hierro está en exceso y el azufre en defecto .

Cada sustancia posee una energía interna característica, que depende de las energías cinética y potencial de sus partículas constituyentes y del tipo de enlace que se haya establecido entre ellas.

Por tanto, los reactivos poseen una determinada energía interna y los productos otra diferente.

Energía de activación (Ea)- es la energía inicial que a veces hay que proporcionar, para vencer la inercia de los reactivos y que la reacción comience, o también, es la energía necesaria para que se forme el complejo activado

Energía de una reacción- es la energía que se absorbe o se desprende durante una reacción química. Es igual a la diferencia de energía interna que hay entre los productos de la reacción y los reactivos.

La unidad de energía y calor en el sistema internacional es el Julio (J), pero aún se usa la caloría o kilocaloría (Kcal).

1 cal = 4'18 J.

La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de energía luminosa, eléctrica, etc., pero suele ser en forma de calor (calor o entalpía de reacción, H) y tiene un valor característico para cada reacción, en unas determinadas condiciones de presión y temperatura.

Si los productos de la reacción tienen menor energía interna que los reactivos se desprenderá energía (reacción exotérmica), en caso contrario se absorberá energía (reacción endotérmica)

Reacción exotérmica Reacción endotérmica

Reacción exotérmica

Reacción endotérmica

Reacciones muy exotérmicas

Es la rapidez con que se produce una reacción química.

Hay reacciones lentas y reacciones muy rápidas

La velocidad se mide a través del cambio de concentración de un reactivo o producto en un determinado periodo de tiempo.

Durante el proceso, la concentración de los reactivos disminuirá, mientras que la concentración de los productos aumentará.

Naturaleza de los reactivos- tipo de enlace, estructura y estado de los reactivos.

Concentración- a mayor concentración de los reactivos mayor velocidad de reacción.

Superficie de contacto- cuanto más divididos se encuentren los reactivos, más rápida será la reacción.

Temperatura- En general, la velocidad de reacción aumenta al aumentar la temperatura. 

Presencia de un catalizador sustancia distinta de los reactivos y de los productos que modifica la velocidad de la reacción, recuperándose íntegramente cuando la reacción finaliza.

El catalizador disminuye la energía de activación necesaria para que se inicie la reacción.

Es una forma abreviada de representar las reacciones químicas utilizando expresiones parecidas a las ecuaciones matemáticas.

En el primer miembro de la ecuación se colocan las fórmulas de los reactivos, y en el segundo miembro se escriben las fórmulas de los productos de reacción. Entre ambos miembros se dibuja una flecha horizontal que indica el sentido en el que se produce la reacción.

A veces se hace constar el estado físico de las sustancias, mediante símbolos que se colocan detrás de cada fórmula. Así: (g) significa gas, (s) sólido, (l) líquido, (aq) disuelto en agua.

Hay reacciones que pueden transcurrir tanto en un sentido, como en el sentido inverso, se llaman reacciones reversibles y se representan:

Equilibrio químico: situación que se alcanza cuando la velocidad con que se produce la reacción en un sentido se iguala con la velocidad con que se produce esa misma reacción en sentido contrario.

Equilibrio químico

Ajustar una ecuación consiste en igualar el número de átomos del primer miembro y del segundo.

N2 + H2 → NH33 2

Coeficientes estequiométricos son números que se colocan delante de cada fórmula e indican cuantas moléculas o átomos, (según los casos) de cada sustancia intervienen en la reacción.

Como se puede ver, la ecuación no está totalmente ajustada porque, si bien el nº de cloros es correcto, en el primer miembro hay 2 átomos de oxígeno y en el segundo solo hay 1.

Cl2 + O2 → Cl2O2 2

Ahora queda sin ajustar el cloro, pero se puede volver a ajustar poniendo otro 2 delante de la molécula de cloro.

Para ajustar el nº de oxígenos se puede poner un 2 delante del óxido de dicloro.

3- Se le da un valor arbitrario a una de las incógnitas. Ej: b = 1: a = c + d 1 = 2 · c c = d = 2 a = + 2 = 2 · 1 = d

1- Delante de cada fórmula se pone una letra.

2- Se plantea una ecuación por cada átomo distinto que haya.1. El carbono: a = c + d 2. El azufre: b = 2 · c 3. El oxígeno: 2 · b = d

a C + b SO2 → c CS2 + d CO

2

1

2

12

5

4- Se multiplican todos los coeficientes por el m.c.m.: 2a = 5 , b = 2, c = 1, d = 4

5- La ecuación queda: 5 C + 2 SO2 → 1 CS2 + 4 CO

Si se le da a b el valor 2. Ej: b = 2:

a = c + d 2 = 2 · c c = 1 d = 4 a = 1 + 4 = 5 2 · 2 = d

1. El carbono: a = c + d 2. El azufre: b = 2 · c 3. El oxígeno: 2 · b = d

a C + b SO2 → c CS2 + d CO

La ecuación queda: 5 C + 2 SO2 → 1 CS2 + 4 CO

Otra forma de hacerlo:

Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química.

Una reacción química, debidamente igualada, proporciona información sobre:

El estado físico de reactivos y productos.Reactivos y producto están en estado gaseoso.

El nº de átomos de cada elemento que hay en la reacción.Intervienen: 2 átomos de nitrógeno y 6 de hidrógeno.

El nº de moléculas de cada compuesto que hay en la reacción.Intervienen: 1 molécula de N2, 3 moléculas de H2 y 2 moléculas de NH3.

El número de moles de cada componente que hay en la reacción.

Intervienen 1 mol de N2, 3 moles de H2 y 2 moles de NH3.

Ejemplo:

Ejemplo:

Los gramos de cada componente que hay en la reacción.Utilizando la masa molecular, intervienen:

1 mol N2· 28 = 28 g de N2, 3 moles H2· 2 = 6 g de H2

2 moles NH3· 17 = 34 g de NH3.

El volumen que ocupan las sustancias que participan cuando son gaseosas. Este volumen debe calcularse en igualdad de presión y temperatura

En c.n. el volumen que ocupan las sustancias: 1 · 22'4 = 22'4 L N2.3 · 22'4 = 67'2 L H2.2 · 22'4 = 44'8 L NH3.

Ejemplo 1: Dada la reacción: CH4 + O2 → CO2 + H2O ¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen completamente 24 g de metano? Datos: MCH4= 16 U, MO2= 32 U

Paso 2: Calcular los moles de metano:

Paso 1: Ajustar la ecuación: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

Paso 3: Calcular los moles de oxígeno aplicando la proporción estequiométrica que indica la ecuación:

44

44 CH de moles 1'5 =

CH de g 16

CH de mol 1 CH de g 24

Paso 4: Pasar los moles de oxígeno a gramos de oxígeno:

24

24 O de moles 3 =

CH de mol 1

O de moles 2 CH de moles 1'5

22

22 O de g 96 =

O de mol 1

O de g 32 O de moles 3

Ejemplo 2: Tenemos 2'0 g de propano y los hacemos reaccionar con 10'0 g de oxígeno. Suponiendo que se forma CO2 y H2O, se pide: a)¿Qué reactivo está en exceso y cuánto sobra? b) Calcula los gramos de CO2 que se formarán.Datos: MC=12; MH=1; MO=16; MC3H8 = 44; MO2= 32; MCO2 = 44

En este caso nos dan las masas de dos reactivos. ¿A partir de cuál de ellos habría que hacer los cálculos?

Siempre hay que partir del reactivo limitante, que es el reactivo que está en defecto.

Supongamos que disponemos de tres lonchas de jamón y ocho pedazos de pan, ¿Cuántos bocadillos se pueden hacer utilizando, para cada uno, dos trozos de pan y una loncha de jamón?

El jamón se acaba, por eso, es el reactivo limitante o que está en defecto y el pan es el reactivo que está en exceso. La cantidad de producto (los bocadillos) se tiene que calcular a partir del reactivo limitante, que es el jamón.

Está claro que sólo se pueden hacer tres bocadillos porque no hay más que tres lonchas de jamón.

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O Paso 1: ajustar la ecuación:

Paso 2: calcular los moles que hay de cada reactivo:

HC de moles 0’05 =HC de g 44

HC de mol 1 HC de g 2 83

83

8383 de propano:

de oxígeno: 22

22 O de moles 0’31 =

O de g 32O de mol 1

O de g 10

Ejemplo 2: Tenemos 2'0 g de propano y los hacemos reaccionar con 10'0 g de oxígeno. Suponiendo que se forma CO2 y H2O, se pide: a)¿Qué reactivo está en exceso y cuánto sobra? b) Calcula los gramos de CO2 que se formarán.Datos: MC=12; MH=1; MO=16; MC3H8 = 44; MO2= 32; MCO2 = 44

Paso 5: calcular la cantidad de CO2 partiendo del propano:

283

283 CO de moles 0’15 =

HC de mol 1CO de moles 3

HC de moles 0’05

22

22 CO de g 6 =

CO de mol 1CO de g 44

CO de mol 0’15

Paso 4: comparar los moles de O2 que hay (0'31) con los que se necesitan (0'25). Hay más O2 del que se necesita, por tanto el oxígeno está en exceso y el propano en defecto.El reactivo limitante es, en este caso, el propano.

Paso 3: calcular los moles de oxígeno que se necesitan para reaccionar con 0'05 moles de propano (se puede hacer al revés).

283

283 O de moles 0’25 =

HC de mol 1

O de moles 5 HC de moles 0’05

liberados H mol 0'075 =373K

molK L atm

0'082

L 2'41 atm 0'95=n 2H2

Ejemplo 3.- El potasio, reacciona con ácido clorhídrico en disolución acuosa, desprendiendo hidrógeno. Cuando se trata una cierta masa de potasio, se desprenden 2'41 dm3 de H2 medidos a 100 °C y 0'95 atm de presión. Dato: MK = 39'1.

a) Formula y ajustar la ecuación química.b) Calcula los moles de H2 liberados y los moles y gramos de potasio consumidos.

Paso 2: calcular los moles que hay de hidrógeno:Datos: VH2=2'41 dm3=2'41 L, T =100°C+273=373 K, p=0'95 atmFórmula: p·V = n·R·T

Paso 1: ajustar la ecuación: 2 K + 2 HCl → 2 KCl + H2

consumidosK de mol 0'05=H de moles 1

K moles 2 H moles 0'075

22

consumidosK de g 1'96 =K de mol 1

K g 39'1K moles 0'05

Paso 3: calcular los moles de K aplicando la proporción que indica la ecuación. Cada mol de H2 se consumen 2 moles de K:

Paso 4: calcular los gramos de K consumidos:

La mayor parte de los reactivos presentan un cierto número de impurezas que se toleran, por un lado, porque los reactivos puros son más caros y por otro porque, en muchos casos, las impurezas no afectan al desarrollo de la reacción.

Pero como las relaciones estequiométricas se basan en sustancias puras, si que afectan a los cálculos.

Riqueza o pureza: porcentaje que indica el grado de concentración de un determinado reactivo. Por ejemplo, si se trata de un reactivo sólido, qué porcentaje en peso corresponde al reactivo puro y qué porcentaje corresponde a las impurezas. Si se trata de un reactivo líquido se utiliza % en volumen.

Ejemplo 4: Tenemos una muestra de caliza de 250 g cuya riqueza en carbonato de calcio es del 99'5 %.

33 CaCO de g 248'8 =

caliza de g 100

CaCO de g 99'5 caliza de g 250

Por tanto, la cantidad real de carbonato de calcio en la muestra no es 250 g, sino:

El porcentaje quiere decir que de cada 100 g de caliza, 99'5 g son de carbonato de calcio y 0'5 g son de impurezas.

Ejemplo 5.- El cobre reacciona con el ácido sulfúrico dando sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. Calcula las cantidades de cobre y de ácido sulfúrico concentrado del 97 % que son necesarias para obtener 150 g de sulfato de cobre (II). Datos: MCu=63'5 g/mol; MS=32 g/mol; MO=16 g/mol; MH=1 g/mol

Paso 1: escribir la ecuación ajustada:

2 H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + 2 H2O

Paso 2: calcular los moles de sulfato de cobre (II):MCuSO4 = 159'5 g/mol

4CuSO mol

CuSO g4 CuSO mol 0’94 =

159'5

CuSO g 150

4

4n =

Paso 3: calcular los moles y los gramos de Cu, aplicando la proporción que indica la ecuación: para obtener 1 mol de CuSO4 se necesita 1 mol de Cu.

Cu de mol 0'94 = CuSO de mol 1

Cu de mol 1 CuSO moles 0'94

44

Cu de g 59'7 = Cu de mol 1

Cu de g 63'5 Cu moles 0'94

Paso 4: calcular los moles y gramos de H2SO4, sabiendo que, para obtener 1 mol de CuSO4 se necesitan 2 moles de H2SO4. MH2SO4 = 98 g/mol .

Paso 5: tener en cuenta que el ácido que hay que utilizar es del 97 % de riqueza:

SOH de mol 1'88 = CuSO de mol 1

SOH de mol 2CuSO de mol 0'94 42

4

424

97% delSOH de g 190=SOH de g 97

97% del SOH de g 100SOH de g 184'5 42

42

4242

SOH de g 184'5 = SOH de mol 1

SOH de g 98 SOH de mol 1'88 42

42

4242

En muchas reacciones es frecuente utilizar reactivos disueltos. En estos casos hay que calcular la masa de soluto o el número de moles de soluto que intervienen en la reacción, dependiendo del volumen de disolución empleado.

22OH OH mol 0'005 =L 0'005 L

mol 1 =n

22

Ejemplo 6: El peróxido de hidrógeno se emplea como bactericida para limpiar heridas. Su efecto se debe a que en contacto con la sangre se descompone, liberando oxígeno molecular (que inhibe el crecimiento de microorganismos anaerobios) y agua. Calcula el volumen de oxígeno desprendido en condiciones normales por cada 5'0 ml de disolución de peróxido de hidrógeno 1'0 M.

Segundo paso: calcular los moles de la sustancia dada:

Primer paso: escribir y ajustar la reacción: 2 H2O2 →O2 + 2 H2O

O de moles 0'0025 = OH moles 2

O de mol 1 OH moles 0'005 2

22

222

22

22 O de L 0’0560 =

O de mol 1c.n. en O L 22’4

O de moles 0'0025

Tercer paso: calcular moles de O2:

Cuarto paso: calcular volumen de O2:

Es frecuente que en las reacciones químicas no se obtenga la cantidad de producto que se deduce de la estequiometría de la reacción, sino una cantidad menor que la calculada.

Esto puede deberse a muchas causas, por ejemplo: porque se pierda o vierta parte del producto durante la manipulación, o porque las condiciones de la reacción no sean las adecuadas, o porque se produzcan, simultáneamente otras reacciones diferentes, dando lugar a productos no deseado.

Estas reacciones no deseadas reciben el nombre de reacciones secundarias.

100obtener debería se que producto de teórica Cantidad

realmente obtenida producto de Cantidad

Para calcular el rendimiento de una reacción:

Ejemplo 7: El dióxido de titanio se puede obtener mediante la siguiente reacción:

TiCl4 (g) + O2 (g) TiO2 (s) + 2 Cl2 (g)a) Si se hacen reaccionar 3'35 kg de tetracloruro de titanio con oxígeno, calcula la cantidad de dióxido de titanio formado.b) Si el rendimiento de la reacción es del 75 %, ¿qué masa se obtendrá en realidad?MTi = 47'9, MCl= 35'5

MTiCl4 = 189'69; MTiO2 = 79'9

4

TiCl de molesTiCl de g

4 TiCl de moles 17'7 = 189'69

TiCl de g 3350n

4

4

Paso 1: calcular los moles de la sustancia dada (TiCl4):

Paso 2: calcular los moles de TiO2, aplicando la proporción que indica la ecuación: 1 mol de TiO2 por cada mol de TiCl4:

24

24 TiO de moles 17'7 =

TiCl de mol 1TiO de mol 1

TiCl de moles 17'7

Paso 3: calcular los gramos de TiO2:

22

22 TiO de g 1414'2 =

TiO de mol 1TiO de g 79'9

TiO de moles 17'7

Paso 4: calcular la masa real de TiO2 obtenida teniendo en cuenta el rendimiento:

100 1414'2

realmente obtenida producto de cantidad = 75

2TiO de g 1060'7 =1001414'2 75

= realmente obtenida masa

Atendiendo a la velocidad de reacción.

No todas las reacciones se llevan a cabo, de forma natural, con la misma rapidez.

Algunas, como la oxidación del hierro al aire, son muy lentas y otras, como la del vinagre y el bicarbonato sódico, son enormemente rápidas. Y entre estos dos casos hay muchos casos intermedios.

A veces, para aumentar la velocidad de determinadas reacciones se utilizan unas sustancias que se denominan catalizadores.

Catalizadores

Atendiendo a la energía puesta en juego.

Endotérmicas, si el proceso requiere, para su realización un aporte de energía, suministrada normalmente en forma de calor. Ejemplo: la descomposición térmica del carbonato de calcio.

Exotérmicas, si se llevan a cabo con liberación de energía, normalmente manifestada como calor. Ej. la combustión del carbón.

Irreversible, si los productos obtenidos son tan estables, que prácticamente son incapaces de reaccionar entre sí para regenerar las sustancias iniciales. Ej. Las combustiones.

Atendiendo a la estabilidad del producto.

Reversible, si los productos obtenidos son capaces de volver a reaccionar entre sí para regenerar las sustancias reaccionantes. Ej. Pilas recargables.

Síntesis o combinación - combinación de dos o más sustancias para formar un único compuesto.

Descomposición - formación de dos o más sustancias a partir de un solo compuesto.

23 COCaOCO Ca

Atendiendo a las agrupaciones atómicas de los reactivos y de los productos de la reacción.

22 COO+C

Doble sustitución - reacción entre dos compuestos con intercambio de elementos y formación de dos nuevos compuestos análogos a los reaccionantes:

Desplazamiento o sustitución - unión de un elemento con un compuesto con sustitución de uno de los elementos combinados en el mismo:

Cu+ZnSOZn+CuSO 44

AgCl+HNOHCl+AgNO 33

Reagrupamiento interno o cambio isomérico- es la transformación de un compuesto en otro compuesto sin que se origine ganancia o pérdida de materia. Ej.:

CO)(NHCNONH 224

Atendiendo a la partícula intercambiada:

2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) →2 KNO3 (aq) + PbI2 (s)

a) Reacciones de precipitación: la partícula intercambiada es un ión y da la lugar a la precipitación de unos de los productos.

b) Reacciones ácido-base: las partículas intercambiadas son protones (H+). Los ácidos ceden protones, las bases los aceptan. Para medir la acidez de una disolución se utiliza la escala de pH.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

c) Reacciones de oxidación-reducción: las partículas intercambiadas son electrones. La sustancias que toma electrones (el oxidante) experimenta un proceso de reducción, y la que los cede (el reductor) se oxida.