Reacciones Químicas

REACCIONES QUÍMICAS

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Concepto de reacción química.  “Es un proceso mediante el cual unas

sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos”.

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Ejemplo de reacción química. 

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

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carbono

oxígeno

monóxido de carbono

carbono

oxígeno

dióxido de carbono

Cloruro de hidrógeno cinc

cloruro de cinc

hidrógeno

¿Qué diferencia hay entre ecuación química y reacción química?

La reacción química es la que transforma al elemento y la ecuación química es la representación de la reacción.

• Lavoisier: la masa se conserva en una reacción química. • Ecuaciones químicas: descripciones de las reacciones químicas. • Dos partes de una reacción: • Reactantes y productos

La ecuación química para la formación del agua se puede visualizar como dos moléculas de hidrógeno reaccionando con una molécula de oxígeno para formar dos moléculas de agua.

Coeficientes estequiométricos: son los números en la frente de las formulas químicas; dan la proporción de reactantes y productos.

Ley de la conservación de la masa: la materia no se puede perder en ninguna reacción química.

Tipos de reacciones químicas      

Síntesis o combinación directa. Descomposición. Sustitución o desplazamiento simple. Metátesis o doble desplazamiento. Neutralización Reacciones Redox

Algunos padrones simples de reactividad química Reacciones de combinación y descomposición Las reacciones de combinación: tienen menos productos que reactantes: El Mg se combina con el O2 para formar el MgO.

Las reacciones de descomposición: tienen menos reactantes que productos.

Reacción que sucede en un airbag

El NaN3 se descompuso para formar el Na y N2 (gaseosos)

Algunos padrones simples de reactividad química Reacciones de combinación y descomposición

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 FACTORES PARA QUE EXISTA UNA

REACCIÓN QUÍMICA

Factores físicos Entre estos encontramos la temperatura, la presión, la energía lumínica (luz) y el área superficial.  La temperatura. La velocidad de una reacción aumenta cuando se eleva la temperatura. Un huevo se cuece en menos tiempo al nivel del mar (donde el agua hierve a 100°c) que en la ciudad de México (donde la temperatura de ebullición es de 92°C).

Cuando aumenta la temperatura se incrementa la energía cinética molecular de las sustancias dando como consecuencia un mayor velocidad de la reacción.  La presión. se produce cuando la reacción química existen gases en reactantes o en productos al incrementarla la presión a los gases, su volumen disminuye por lo tanto la velocidad de la reacción de acelera, por ejemplo al cocinar alimentos en una olla de presión (presto).

 La energía lumínica (luz)

La energía radiante tiene un efecto en la realización y velocidad de muchas reacción químicas. la absorción de luz por una sustancia conduce a su excitación molecular afectando su velocidad y con frecuencia produce cambios químicos bajo condiciones donde la aplicación directa del calor no seria efectiva. En estas reacciones, la velocidad se modifica al variar la intensidad de la luz incidente.

 El área superficial.

Para que ocurra una reacción química, los reactivos deben entrar en contacto intimo, ósea, sus moléculas deben tocarse. Si la reacción es con un solidó se efectúa mas rápido, pero si el solidó esta finalmente dividido (polvo) esto incrementa mas en su superficie de contacto.

Factores químicos Los factores mas importantes son: La naturaleza de los reactivos, la concentración de los reactivos, la presencia de catalizadores y la acidez o alcalinidad (ph).  La naturaleza de los reactivos. No todas las reacciones se realizan a la misma velocidad, cada reacción tiene una velocidad determinada por la facilidad con la que sus reactivos pueden llevar a cabo el proceso químico en cuestión. Un factor importante que afecta ala velocidad de una reacción química es la naturaleza reactiva de los reactantes.

 Concentración de los reactivos.  El aumento de la concentración de los reactivos, suministra un mayor

numero de moléculas reactivas que origina un incremento de la velocidad de reacción, la cual no permanece constante durante el proceso de transformación si no que decrece a medida que se consumen los reactivos.  La concentración de los reactivos influye decisiyamente en la velocidad de la reacción.

 Catalizadores.

Desde fines del siglo pasado se descubrió que muchos procesos químicos y bioquímicas se llevan a cabo a diferente velocidad, dependiendo de su interacción con agentes externos a la reacción, llamados catalizadores. Son sustancias que tienen la capacidad de acelerar o disminuir la rapidez con que se efectúa una reacción química.

 Acidez o alcalinidad (PH)  El PH se usa para el control

de algunas reacción que se realizan en laboratorios, industrias y centros de investigación, también tiene gran aplicación en medicina.  El PH de algunos alimentos es demasiado acido para algunas dietas.  Un cambio en el PH de la sangre es tan solo 0.4 unidades ocasionan la muerte.

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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: – Matemático: tanteo y algebraico. – Químico: cambio de valencia, electroquimico, enlace químico.

Método del tanteo

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Aplicable a ecuaciones muy sencillas, generalmente en las que no ocurren cambios de valencia. El método exige ajustar, primero los coeficientes para las fórmulas donde intervengan metales y no metales, que no sean el hidrógeno o el oxígeno, los que en muy pocos casos servirán de eje para efectuar los cálculos. Ejemplos:

 a) C3H8 + 5 O2  3 CO2 + 4 H2O  b)  c)

 d)  e)

Na2CO3 + 2 HCl  2 Na Cl + CO2 + PBr3 + 3 H2O  3 HBr + H3PO3

CaO + 3 C  CaC2 + CO H2SO4 + BaCl2  BaSO4 + 2 HCl

H2O

Método algebraico

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Como su nombre lo señala, las operaciones tienden a representar las ecuaciones químicas como ecuaciones algebraicas y resolverlas por los métodos conocidos, para seguir este método debemos: a) Dar a los coeficientes buscados valores literales b) Plantear una ecuación algebraica para cada elemento, donde la cantidad de átomos de un elemento se transforma en coeficiente de la literal respectiva. Si un elemento está en más de una sustancia (en una lado de la ecuación) se separan las letras con el signo + y la flecha se transforma en el signo =. c) El método es aplicable únicamente si existen igual cantidad de ecuaciones que de literales, o si la diferencia es como máximo de dos unidades. d) Se observan las ecuaciones y se busca la incógnita se le da un valor arbitrario, generalmente par. e) Se sustituyen valores, se despejan términos semejantes y se resuelven ecuaciones. El valor de cada literal es el valor del coeficiente respectivo. f) Si el valor de una incógnita resultara fraccionario, se puede seguir el cálculo de las otras literales con ese valor, o lo que es más práctico, multiplicar todos los valores conocidos por el denominador y seguir trabajando con números enteros. g) Los valores encontrados para las literales se escriben como coeficientes de las sustancias por ellas representadas.

Ejemplo: Ajustar la siguiente reacción por el método algebraico: HBr +Fe  FeBr3 + H2

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 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

Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico:  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) 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

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Ejercicio: Ajusta la siguiente ecuación

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química 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

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PROCEDIMIENTOS QUÍMICOS Estos métodos de balanceo pueden agruparse de acuerdo al concepto químico involucrado, de la siguiente manera: Cambios de valencia: Método de Redox y Método de Slatterbeck. Electroquímica: Método del ión-electrón. Enlace químico: Método del número polar y método de radicales libres. Oxidación: Es la pérdida o disminución de electrones en un átomo, lo que aumenta el número de su valencia. Reducción: Es el aumento o adición de electrones en un átomo lo que disminuye su número de valencia. Agentes Oxidantes: Sustancia que contiene el o los elementos capaces de ser reducidos; elementos con valencia positivas altas. Agentes Reductores: Sustancias que contienen el o los elementos capaces de ser oxidados, elementos con valencias mínimas.

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Reglas para balancear una ecuación química por el método REDOX a) Calcular el estado de oxidación de cada átomo, en cada substancia. b) Comparar cada elemento, antes y después de la reacción y subrayar las substancias que contengan él o los elementos que sufran cambios de valencia. c) Se observa en que lado de la ecuación uno de los elementos que cambian de valencia, está repetido más veces, sea en una substancia, o en varias, el lado de la ecuación donde eso ocurra debe servir de base para el inicio de las operaciones. d) El sentido de la flecha, en la ecuación, señala también, el de la reacción: observar que elemento o elementos se oxidan; cual o cuales se reducen, y calcular la intensidad de cada cambio, multiplicando el resultado por el subíndice del elemento respectivo ahí en el lado de la ecuación donde se trabaje; de ser posible se simplifica. e) Como la oxidación y reducción son fenómenos simultáneos y que ocurren en igual intensidad, el valor total de oxidaciones sirve de coeficiente a la substancia donde está el elemento que se reduce; y la cantidad total de reducciones sirve de coeficiente a la substancia donde está el elemento que se oxida. f) Por observación se ajustan los otros átomos.

Ejercicio: Ajusta la siguiente ecuación química por el método REDOX: P + HNO3 + H2O

H3PO4 + NO

5P + 3HNO3 + 2H2O ----- 5H3PO4 + 3NO

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Ejercicio: Ajusta la siguiente ecuación

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química por el método REDOX: KMnO4 + HCl

MnCl2 + KCl + H2O + Cl2 El coeficiente del cloro, en el lado derecho no se traslada al lado izq., puesto que en ese lado solo hay una sustancia que contiene cloro, en el otro lado hay 3 sustancias con ese elemento.

2KMnO4 + 16HCl ------- 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2 El coeficiente 16 del HCl es la suma total de cloros en el lado derecho, osea: (2x2)+2+(5x2) = 16. Este coeficiente implica la existencia de 16 hidrógenos en los reactivos, para ello el coeficiente del agua es 8.

Casos especiales de ajuste de una ecuación 33 química por el método REDOX: A) Que un solo elemento sufra los cambios de oxidación y de reducción: se trabaja del lado de la ecuación donde tengamos dos sustancias para el intercambio de número.

Ejercicio: Ajusta la siguiente ecuación química por el método REDOX: HI + HIO3 -------- I2 + H2O

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b) Que en una misma sustancia existan dos, o más elementos, que sufran cambios: si los cambios que sufren los elementos son del mismo tipo (que sean oxidaciones o que sean reducciones), se suman sus valores; si las sustancias sufren cambios diferentes, al valor mayor se le resta el valor menor, y la diferencia se nombra según sea el valor mayor. Luego se opera como en los casos anteriores.

Ejercicio: Ajusta la siguiente ecuación química por el método REDOX: CrI3 + KOH + Cl2 -------- K2CrO4 + KIO4+ KCl + H2O

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Ejercicio: Ajusta la siguiente ecuación química por el método REDOX: Cr2S3 + Mn(NO3)2 + Na2CO3 ----- Na2CrO4 + Na2SO4 + Na2MnO4 + CO2 + NO

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Cr2S3 + 15Mn(NO3)2 + 20Na2CO3 ----- 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 15Na2MnO4 + 20CO2 + 30NO El coeficiente 20 del Na2CO3, representa la cantidad total de átomos de Na en los productos: (2 x 2) + (3 x 2) + (15 x 2) = 40; al mismo tiempo señala la cantidad de carbonos que debemos producir, por lo que se usa como coeficiente, también del CO2.

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Ajuste de reacciones REDOX por el método ión-electrón Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que LAS SUSTANCIAS ELEMENTALES O ELEMENTOS LIBRES, LOS ÓXIDOS, EL H2O Y EL H2O2 NO SE DISOCIAN, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales). Medio Ácido: • Escribir las semi-reacciones de oxidación y reducción • Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua (H2O). • Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo iones H+ • Ajustar las cargas añadiendo electrones (e-) • Multiplicar cada semi-reacción por un número para igualar la cantidad de electrones transferidos. • Sumar las semi-reacciones para obtener la ecuación iónica global ajustada. • Añadir los iones espectadores para obtener la ecuación molecular global ajustada.

40 Medio Básico: • Escribir las semi-reacciones de oxidación y reducción. • Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo el DOBLE de iones OH- en el lado con menos oxígenos. • Ajustar los átomos de hidrógeno (y oxígenos) añadiendo moléculas de (H2O). • Ajustar las cargas añadiendo electrones (e-). • Multiplicar cada semi-reacción por un número para igualar la cantidad de electrones transferidos. • Sumar las semi-reacciones para obtener la ecuación iónica global ajustada. • Añadir los iones espectadores para obtener la ecuación molecular global ajustada.

Ejercicio: Ajusta la siguiente reacción REDOX por el método ión-electrón:

Se escriben las semi-reacciones Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua (H2O). Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo iones H+

Ajustar las cargas añadiendo electrones (e-)

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Multiplicar cada semi-reacción por un número para igualar la cantidad de electrones transferidos.

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Sumar las semi-reacciones para obtener la ecuación iónica global ajustada.

Tipos de reacciones químicas

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Síntesis: A + B  C 2 H2 + O2  2 H2O Descomposición

–Simple: A  B + C CaCO3  CaO + CO2 –Mediante reactivo: AB + C  AC + BC 2 ZnS + 3 O2  2 ZnO + 2 SO2 Sustitución (desplazamiento): AB + C  AC + B PbO + C  CO + Pb Doble sustitución (doble desplazamiento): HCl + NaOH  NaCl + H2O AB + CD  AC + BD

Estequiometría de una reacción química.

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 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.

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).

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Ejemplo: En la reacción

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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 485,4 g

2 moles 111,6 g

2 moles 591,0 g

3 moles 6g

———— = ———— = ———— = ———

x 10 g y z  Resolviendo las proporciones tendremos: 43,5 g 10 g 52,9 g 0,54 g

Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio,

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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:

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Ejercicio: continuación 

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 H2SO4 40 g n (mol) 102 g  102 g

342 g 40 g· 342 g —— = ———  m (g) =————— = 134,12 g Al2(SO4)3 40 g m (g) 102 g

Ejemplo: Calcula el

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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) 1 mol 4 moles  58 g 4 mol · 22,4 l/mol  1000 g x x = 1544,8 litros

Ejercicio: continuación

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C4H10 + 13/2 O2  4 CO2 + 5 H2O 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 litros

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 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 exceso y no reaccionará todo él.  El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante, ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.

Ejemplo: Hacemos

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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 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 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 g

Ejercicio: Hacemos

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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 g De donde se deduce que: m (AgNO3) que reacciona = 16,6 g m (AgNO3) sin reaccionar = 25 g – 16,6 g = 8,4 g

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

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El rendimiento en las reacciones químicas.

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 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)

Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de

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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 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: Si decimos que tenemos 200 g de

NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos 

96 200 g · ——— = 192 g de NaOH puro 100

Ejemplo: Tratamos una muestra de cinc con ácido

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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 · 70 m (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 litros

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

Ejemplo:

a)

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100 kg · 0,11 m (S) = —————— = 0,11 kg = 110 g 100

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 L p mol · K 1 atm

Energía de las reacciones químicas.

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 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

Energía de las reacciones químicas (continuación).

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 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

Ejemplos de reacciones termoquímicas  Reacción endotérmica:

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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

Ejercicio: La descomposición de 2 moles de óxido de

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mercurio (II) en mercurio y oxígeno precisa 181,6 kJ a 25 ºC y 1 atm de presión: a) calcula la energía necesaria para descomponer 649,8 g 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) 649,8 g E  De donde E = 272,41 kJ  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 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 Energía

Energía de activación productos

reactivos reactivos

productos

Energía de reacción

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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).

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Perfil de una reacción (sin y con catalizador) Energía Energías de activación

reactivos Q

productos

Procesos reversibles e irreversibles

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 Un proceso 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 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.