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Tema 5: Reacción química
1. Cambio físico o químico
Cambio físico: transformación en la que no varía la naturaleza de las sustancias que intervienen, es decir, las sustancias son las mismas antes y después del cambio. Ejemplos: cambios de estado, mezclas de sustancias, separación de sustancias, movimiento, deformación de un objeto. Cambio químico: transformación en la que varía la naturaleza de las sustancias que intervienen, es decir, unas sustancias se convierten en otras diferentes. Una reacción química es un cambio químico. Ejemplos: cuando aparezca cambio de color, formación de gases, desprendimiento de luz, desprendimiento de calor. 2. Reacción química Es un proceso en el que unas sustancias iniciales, llamadas reactivos, se convierten en otras sustancias finales, llamadas productos. Una reacción química se representa abreviadamente mediante su ecuación química: 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 → 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 𝐻2 + 𝑂2 → 𝐻2 𝑂 En una reacción química los enlaces entre los átomos de los reactivos se rompen, a continuación, los átomos se reorganizan y forman nuevos enlaces creando nuevas sustancias. 2 𝐻2 + 𝑂2 → 2 𝐻2 𝑂
3. Teoría de las colisiones
Los enlaces entre los átomos de los reactivos sólo se rompen cuando sus moléculas chocan entre sí con suficiente energía y en una orientación adecuada, lo cual produce una colisión eficaz; si la energía no es suficiente o la velocidad no es adecuada, se produce una colisión ineficaz, que no produce rotura de enlaces y por tanto no hay reacción química. Vídeo 1 Simulación 1 Simulación 2 4. Velocidad de reacción Es la rapidez con la que desaparecen los reactivos o con la que se forman los productos. Depende de varios factores: Temperatura: a mayor temperatura, mayor velocidad de las moléculas que colisionan, más choques eficaces y mayor velocidad de reacción. Grado de división de los reactivos: a menor tamaño de las partículas mayor superficie de contacto, más choques eficaces y mayor velocidad de reacción. Concentración de los reactivos: a mayor cantidad de reactivo disuelto, más choques eficaces y mayor velocidad de reacción. Vídeo 2 5. Ecuación química Una reacción química se expresa mediante una ecuación química. En La ecuación aparecen: Fórmulas de reactivos y de productos separadas por una flecha que indica el sentido en el que se da la reacción. Estado de agregación de las sustancias que intervienen en la reacción: sólido (𝑠), líquido (𝑙), gas (𝑔), disolución acuosa (𝑎𝑞). Coeficientes estequiométricos, que indican la proporción en que reaccionan o se producen los átomos o las moléculas de las sustancias que intervienen en la reacción. 2 𝐴𝑙 (𝑠) + 6 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) → 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3 (𝑎𝑞) + 3 𝐻2 (𝑔) 𝑃𝐵𝑟3 (𝑠) + 3 𝐻2 𝑂 (𝑙) → 3 𝐻𝐵𝑟 (𝑔) + 𝐻3 𝑃𝑂3 (𝑙) 6. Ajuste de una ecuación química En una reacción química los átomos ni se crean ni se destruyen, simplemente se reordenan para formar nuevas sustancias. Por lo tanto, tenemos que conseguir que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en los reactivos y en los productos modificando el número de moléculas o de agrupaciones que reaccionan. Para ajustar una ecuación química por tanteo lo mejor es contar los átomos 𝑂 de últimos y los de 𝐻 de penúltimos. Ejemplo 1: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas: a) 𝑍𝑛 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2 b) 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐴𝑙 → 𝐴𝑙2 (𝑆𝑂4 )3 + 𝐻2 c) 𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 𝐾𝐶𝑙 + 𝑂2 d) 𝐶𝐻4 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 Ejercicio 1: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas: a) 𝑁2 + 𝐻2 → 𝑁𝐻3 b) 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2 𝑆𝑂4 → 𝑁𝑎2 𝑆𝑂4 + 𝐻2 𝑂 c) 𝐹𝑒 + 𝑂2 → 𝐹𝑒2 𝑂3 d) 𝐶2 𝐻6 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 7. Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier En una reacción química la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Ejemplo 2: Para la reacción 2 𝐻2 + 𝑂2 → 2 𝐻2 𝑂, completa la siguiente tabla utilizando la ley de la conservación de la masa: masa de 𝐻2 masa de 𝑂2 masa de 𝐻2 𝑂 4g 32 g 16 g 18 g 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 ⇒ 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝐻2 + 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑂2 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝐻2 𝑂 4 + 32 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝐻2 𝑂 ⇒ 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝐻2 𝑂 = 36 𝑔 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝐻2 + 16 = 18 ⇒ 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝐻2 = 2 𝑔 Ejercicio 2: Dada la reacción 2 𝑀𝑔 + 𝑂2 → 2 𝑀𝑔𝑂, completa la siguiente tabla utilizando la ley de la conservación de la masa: masa de 𝑀𝑔 masa de 𝑂2 masa de 𝑀𝑔𝑂 72,9 g 48 g 19,44 g 32,24 g 96 g 241,8 g
8. Interpretación cuantitativa de una ecuación química ajustada
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada indican la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos: 2 𝐻2 + 𝑂2 → 2 𝐻2 𝑂 2 moléculas de 𝐻2 1 molécula de 𝑂2 2 moléculas de 𝐻2 𝑂 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada indican la proporción entre gramos de reactivos y productos: 2 𝐻2 + 𝑂2 → 2 𝐻2 𝑂 2·𝑀𝑀(𝐻2 ) 1· 𝑀𝑀(𝑂2 ) 2· 𝑀𝑀(𝐻2 𝑂) 2·2 = 4 g de 𝐻2 1·32 = 32 g de 𝑂2 2·18 = 36 g de 𝐻2 𝑂 Ejemplo 3: Interpreta la siguiente ecuación química de las dos formas posibles: 2 𝐴𝑙 (𝑠) + 6 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) → 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3 (𝑎𝑞) + 3 𝐻2 (𝑔) 2 átomos 6 moléculas 2 moléculas 3 moléculas de 𝐴𝑙 de 𝐻𝐶𝑙 de 𝐴𝑙𝐶𝑙3 de 𝐻2
Ejercicio 3: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas e interprétalas en número de
partículas y en número de gramos de las sustancias participantes: a) 𝐶2 𝐻4 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 b) 𝐶𝑎𝐶𝑂3 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝐶𝑎𝐶𝑙2 + 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 c) 𝐾 + 𝐻𝐶𝑙𝑂4 → 𝐾𝐶𝑙𝑂4 + 𝐻2 d) 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑀𝑔𝐶𝑙2 + 𝐻2 𝑂 9. Ley de las proporciones definidas o ley de Proust Cuando varias sustancias se unen para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación constante de masa. Ejemplo 4: Si se sabe que 2 g de hidrógeno reaccionan con 16 g de oxígeno para formar 18 g de agua. Si se utilizan 3,4 g de hidrógeno, calcula, utilizando la ley de las proporciones definidas: a) Los gramos de oxígeno que se necesitarán. 2 𝑔 𝐻2 3,4 𝑔 𝐻2 3,4 · 16 = ⇒ 2 · 𝑥 = 3,4 · 16 ⇒ 𝑥 = ⇒ 𝑥 = 27,2 𝑔 𝑂2 16 𝑔 𝑂2 𝑥 𝑔 𝑂2 2 b) Los gramos de agua que se formarán. 2 𝑔 𝐻2 3,4 𝑔 𝐻2 3,4 · 18 = ⇒ 2 · 𝑥 = 3,4 · 18 ⇒ 𝑥 = ⇒ 𝑥 = 30,6 𝑔 𝐻2 𝑂 18 𝑔 𝐻2 𝑂 𝑥 𝑔 𝐻2 𝑂 2 Ejercicio 4: Se sabe que 8 g de azufre reaccionan con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre. Si reacciona 1 g de azufre, calcula: a) Los gramos de oxígeno que se necesitarán. b) Los gramos de trióxido de azufre que se formarán. Solución: a) 1,5 g; b) 2,5 g Ejercicio 5: Si 18,25 g de cloruro de hidrógeno se descomponen formando 0,5 g de hidrógeno y 17,75 g de cloro. Si se descomponen 146 g de cloruro de hidrógeno, calcula: a) Los gramos de hidrógeno que se formarán. b) Los gramos de cloro que se formarán. Solución: a) 4 g; b) 142 g 10. Cálculos masa-masa en las reacciones químicas La proporcionalidad directa existente entre las masas de las sustancias participantes en una reacción química nos permite calcular los gramos de todas esas sustancias. Para ello se siguen estos pasos: 1) Se escribe la ecuación química correspondiente y se interpreta en número de gramos de las sustancias participantes. 2) Utilizando esa relación entre gramos de las sustancias participantes, se convierten los gramos de la sustancia dato en gramos de la sustancia problema. Ejemplo 5: Dada la reacción 𝐶𝑎 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝐶𝑎𝐶𝑙2 + 𝐻2 : a) Ajústala e interprétala en número de gramos de las sustancias participantes. paso 1 𝐶𝑎 + 2 𝐻𝐶𝑙 → 𝐶𝑎𝐶𝑙2 + 𝐻2 1 · 𝑀𝐴(𝐶𝑎) = 2 · 𝑀𝑀(𝐻𝐶𝑙) = 1 · 𝑀𝑀(𝐶𝑎𝐶𝑙2 ) = 1 · 𝑀𝑀(𝐻2 ) = = 1 · 40,1 = = 2 · 36,5 = = 1 · 111,1 = = 1·2= = 40,1 𝑔 𝐶𝑎 = 73 𝑔 𝐻𝐶𝑙 = 111,1 𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑙2 = 2 𝑔 𝐻2
b) Calcula los gramos de 𝐶𝑎 necesarios para consumir 32,85 g de 𝐻𝐶𝑙.
paso 2 40,1 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎 = 73 𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 32,85 𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 40,1 · 32,85 = 73 · 𝑥 40,1 · 32,85 =𝑥 73 𝑥 = 18,05 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎 c) Calcula los gramos de 𝐻2 formados al obtener 166,65 g de 𝐶𝑎𝐶𝑙2 . paso 2 2 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 = 111,1 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑙2 166,65 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑙2 2 · 166,65 = 111,1 · 𝑥 2 · 166,65 =𝑥 111,1 𝑥 = 3 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 Ejercicio 6: Dada la reacción 𝐻2 + 𝐵𝑟2 → 𝐻𝐵𝑟: a) Ajústala e interprétala en número de gramos de las sustancias participantes. b) Calcula los gramos de 𝐻𝐵𝑟 que se obtienen al consumir 399,5 g de 𝐵𝑟2. Solución: b) 404,5 g Ejercicio 7: Dada la reacción 𝐶4 𝐻10 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂: a) Ajústala e interprétala en número de gramos de las sustancias participantes. b) Calcula los gramos de 𝑂2 que se consumen al obtener 136,4 g de 𝐶𝑂2. Solución: b) 161,2 g
