REACCIONES QUÍMICAS CONTENIDOS.

REACCIONES QUÍMICAS
CONTENIDOS.
1.2.3.4.-
Concepto de reacción química.
Escritura esquemática y significado de las ecuaciones químicas.
Teoría de las colisiones.
Ajuste de las reacciones químicas:
4.1. Por tanteo.
4.2. Por ecuaciones.
5.-
Tipos de reacciones:
5.1.
5.2.
5.3.
5.4.
5.5.
6.-
Estequiometría de una reacción química.
6.1.
6.2.
6.3.
6.4.
6.5.
6.6.
7.8.9.-
Reacciones de síntesis.
Reacciones de descomposición.
Reacciones de sustitución.
Reacciones de doble sustitución.
Importancia del oxígeno en las reacciones de combustión.
Cálculos con moles.
Cálculos con masas.
Cálculos con volúmenes en condiciones normales.
Cálculos con volúmenes en condiciones no normales.
Cálculos con reactivo limitante.
Cálculos con reactivos en disolución.
Rendimiento de una reacción química. Riqueza.
Algunas reacciones químicas importantes en la sociedad. (trabajo bibliográfico)
La energía en las reacciones químicas.
9.1. Calor de reacción (rotura y formación de enlaces).
9.2. Reacciones exotérmicas y endotérmicas.
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”.
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
carbono
carbono
oxígeno
monóxido de carbono
oxígeno
dióxido de carbono
Cloruro de hidrógeno
sulfato de cobre (II)
cinc
hierro
cloruro de cinc
hidrógeno
sulfato de hierro (II) cobre
+
+
etanol
oxígeno
dióxido de carbono
agua
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.
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
Ejercicio A:
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. 
Ejercicio B:
Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico: a) KClO3  KCl +
O2 ; b) HCl + Al  AlCl3 + H2 
Ejercicio C:
Ajusta las siguiente ecuación químicas por el método algebraico: HNO 3 + Cu  Cu(NO3)2
+ NO + H2O 
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS




Síntesis
Descomposición
- Simple
- Mediante reactivo
Sustitución
Doble sustitución
Síntesis: A + B  C
Ejemplo:
2 H2 + O2  2 H2O
Descomposición Simple: A  B + C
Ejemplo:
CaCO3  CaO + CO2
Descomposición mediante reactivo: AB + C  AC + BC
Ejemplo:
2 ZnS + 3 O2  2 ZnO + 2 SO2
Sustitución (desplazamiento): AB + C  AC + B
Ejemplo:
PbO + C  CO + Pb
Doble sustitución (doble desplazamiento): AB + CD  AC + BD
Ejemplo:
HCl + NaOH  NaCl + H2O
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.
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).
Cálculos con masas.
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 + 3 H2
6 moles 2 moles
2 moles 3 moles
485,4 g 111,6 g 591,0 g 6 g



x
10 g
y
z
Resolviendo las proporciones tendremos :
x = 43,5 g de H Br ; y = 52,9 g de FeBr3 ; z = 0,54 g de H2.
Ejercicio D:
Se tratan 40 g de oxido de aluminio, Al2O3 con suficiente disolución de ácido sulfúrico en
agua H2SO4 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 
Cálculos con volúmenes (gases).
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.
a) La reacción de combustión del butano es:
C4H10 + 13/2 O2  4 CO2 + 5 H2O
1 mol
4 moles
58 g
1000 g

4 mol  22,4 l  mol -1
x

x = 1545 litros de CO2
b) Cuando las condiciones no son las normales es mejor hacer el cálculo en moles
y después utilizar la fórmula de los gases:
C4H10 + 13 O2  4 CO2 + 5 H2O
2
58 g
1000 g
V

4 mol  22,4 l
y

y  69 mol de CO2
n  R  T 69 mol  0,082 atm  l  mol 1  K 1

 365,5 litros de CO2
p
5 atm
Ejercicio E:
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 KClO3. 
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 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 mH2O mNaOH
 mH2O 
10 g  36g
 7,8 g
46g
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)
mNaOH 
80 g  10 g
 17,4 g
46 g
Ejercicio F:
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. 
Cálculos con disoluciones.
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
0,15 l  2 mol  l 1

58,3 g
mMg (OH )2

mMg (OH )2  8,7 g
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:
Rendimiento 
mproducto (obtenida)
mproducto (teórica)
De donde se obtiene que: mproducto (obtenida) 
 100
Rendimiento  mproducto (teórica)
100
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 1  0,01mol
NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
1 mol
0,01mol

143,5 g
mAgCl
mAgCl (obtenida) 

mAgCl (teórica)  1,43 g
Rendimiento  mAgCl (teórica)
100

85  1,43 g
 1,22 g
100
RIQUEZA.
La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro.
Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra o producto comercial.
Riqueza 
msustancia pura
mmuestra
 100
De donde se obtiene que: msustancia pura  mmuestra 
Riqueza
100
Ejemplo:
Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos
mNaOH puro  mNaOH comercial 
Riqueza
96
 200 g 
 192 g
100
100
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.
mHCl puro  mHCl ( ac ) 
Riqueza
70
 150 g 
 105 g
100
100
Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
73 g
105 g

22,4 l
VH2

VH2 
105 g  22,4 l
 32,2 litros
73 g
Ejercicio G:
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. Cuestión de
Selectividad (Marzo 98). 
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
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, se absorbe calor  endotérmica
Si EREACCIÓN < 0, EPRODUCTOS < EREACTIVOS, se desprende calor  exotérmica
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
Ejercicio H:
La descomposición de 2 moles de óxido de 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. 
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.
Perfil de una reacción
Energía
Energía de activación
productos
reactivos
reactivos
productos
Energía
Energía de reacción
sin catalizador
Energías de activación
con catalizador
reactivos
Q
Perfil de una reacción (sin y con catalizador) productos
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).
Procesos reversibles e irreversibles
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.
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.