TEMA 6: Reacciones químicas Cambios físicos y químicos:

Tema 06- Reacciones químicas
Maturita Química
TEMA 6: Reacciones químicas
Cambios físicos y químicos:
Los procesos (cambios) que puede sufrir un sistema o un determinado material pueden ser:
 Procesos físicos: Son aquellos en los que no cambia la naturaleza de las sustancias (no aparecen nuevas
sustancias y desaparecen otras).
Ej: cambios de estado (evaporación, fusión..), imanación, electrización, aumento de temperatura,
filtración,
 Procesos químicos: Son aquellos en los que cambia la naturaleza de las sustancias. (aparecen nuevas
sustancias y desaparecen otras).
Ej: son las reacciones químicas, combustión
Concepto, definición:
 Un reacción química es la transformación de unas sustancias iniciales, llamadas reactivos, en otras
sustancias de composición y propiedades diferentes llamadas productos de reacción.
 En una reacción química:
◦ Se rompen los enlaces que unen los átomos de las sustancias y se forman otros nuevos (diferente
composición química).
◦ Hay un cambio en las propiedades observables de las sustancias (color, desprendimiento de gas,
cambio de T, etc).
◦ Hay un intercambio de energía entre el sistema (las sustancias que reaccionan) y el entorno.
- Si la reacción desprende energía térmica -calor- (cede energía t. al exterior): Reacción exotérmica.
- Si la reacción absorbe energía térmica -en forma de calor- (del exterior): Reacción endotérmica.
 La mayor parte de las reacciones de nuestro interés tienen lugar en disoluciones l(normalmente liquidas).
Un cambio químico en una disolución se puede detectar cuando:
o Se produce un gas.
o Se produce un sólido insoluble.
o Se observa un cambio de color permanente.
o Se observa un desprendimiento o absorción de energía térmica (calor).
• Exotérmico – se libera calor.
• Endotérmico – se absorbe calor.
¿Por que se producen?
 Las sustancias tienden a tener la estructura más conveniente (más estable energetica y espacialmente).
 Si cambiamos el ambiente de un sistema químico (temperatura, presion ..) o introducimos otras
sustancias, las sustancia pueden cambiar su “estado” para tener estado aun mas “favorables” o
“convenientes”, cuando este cambio consiste en la creacción de nuevas sustancias a partir de los
reactivos hablamos de reacción química
 Los productos de la reacción serán más estables que los reactivos.
 Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones1:
Reactivos: CH4 y O2
Productos: CO2 y H2O
 CO2(g) + 2 H2O(g) + 875 kJ (Proceso exotérmico)
CH4 (g)+ 2 O2(g) 
Coeficiente del oxígeno: 2
Coeficiente del agua: 2
Nota: Se lee 1 molécula (o 1 mol) de CH4 reacciona con 2 moléculas de O2 (oxigeno gaseoso) para producir 1 molécula
de CO2 (gas) y 2 moléculas de agua (en estado gaseoso).
 En una reacción química siempre se conserva el número de cada tipo de átomo presente, la carga
eléctrica y la masa total (por eso las reacciones tienen que estar “ajustadas” con los coeficientes
estequiométricos adecuados)
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Existen otros símbolos: (l) líquido, (s) Sólido, (g) Gas, (aq) disolución acuosa, ↑ se libera gas, ↓ se forma un precipitado sólido.
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Leyes clásicas de las reacciones (no las estudiéis si no las conocéis/entendéis, la primera es muy fácil):
 Ley de conservación de la masa (Lavoisier 1789):
“En cualquier reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de
los productos de reacción”
 Ley de las proporciones constantes (Proust 1799):
“Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos
químicos en una relación de masas constante, idependientemente del proceso seguido en su preparación”
 Ley de las proporciones multiples (Dalton 1799):
“Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos
químicos en una relación de masas constante, idependientemente del proceso seguido en su preparación”
 Ley de los volúmenes de combinación (L.J Gay-Lussac 1808):
“Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las
mismas condiciones de Presión y Temperatura, guardan entre si una relación de números enteros
sencillos”
 Principio de Avogadro (A. Avogadro 1811):
“Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura,
contiene el mismo número de partículas” (aparece el concepto de mol y número de Avogadro)
Teoría de las colisiones y del estado de transición (o del complejo
activado)
 Una reacción química supone la ruptura de ciertos enlaces de las
moléculas de reactivos y la formación de otros nuevos, para dar lugar a
las moléculas de productos.
 Todas las reacciones químicas pasan por un estado de transición de
máxima energía, denominado complejo activado (o complejo de
transición)
 Es un agregado constituido por las moléculas reaccionantes en el que algunos de los enlaces primitivos se
han relajado (o incluso roto) y se han empezado a formar nuevos enlaces.
 El complejo activado es un estado intermedio, de transición, en una reacción química que posee gran
energía, tiene acumulada toda la energía cinética de las moléculas reaccionantes y por ello es muy
inestable y se descompone inmediatamente originando los productos de reacción.
Teoría de las colisiones:
 Para que se forme el complejo activado (y por tanto se pueda producir la reacción), es necesario que las
moléculas choquen (colisión).
 Pero puede ocurrir que dos moléculas choquen entre sí y no
se produzca reacción alguna, entonces se dice que el choque
(colisión) no es eficaz o efectivo.
 Para que un choque entre moléculas sea eficaz o efectivo es
necesario que cumpla dos condiciones:
o Condición 1: Que las moléculas tengan energía cinética
suficiente para romper o debilitar adecuadamente sus
enlaces, es decir, para poder formar el complejo activado.
Estas moléculas se llaman activadas.
◦ Se denomina energía de activación (Ea) a la mínima
energía que necesitan los reactivos para que puedan
formar el complejo activado, es decir para que la reacción se produzca.
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◦ La Ea es la diferencia entre la energía del complejo activado y la suma de las energías2 (entalpias de
formación) de los reactivos.
◦ Esta “barrera de energía” puede ser superada por aquellas moléculas que tengan la suficiente
energía cinética en el momento de la colisión.
◦ Hay que tener en cuenta que la energía cinética media de las moléculas, aumenta al hacerlo la
temperatura.
◦ Si la energía (entalpías de formación) de los reactivos es mayor que la de los productos de reacción
la reacción será exotérmica, en caso contrario será endotérmica
Reacción endotérmica
◦
o Condición 2: Que las moléculas al chocar lo hagan con la
orientación adecuada para que se puedan romper los
enlaces moleculares.
Reacción Exotérmica
endotérmica
Cuando se cumplen estas condiciones se verifica la reacción
entre las moléculas.
Velocidad de las Reacciones Químicas
La velocidad de una reacción es la cantidad de sustancia
formada o transformada por unidad de tiempo.
No todas las reacciones transcurren con la misma velocidad.
Algunas reacciones químicas se producen de forma casi
instantánea y otras trascurren lentamente.
Por ejemplo, las explosiones y detonaciones son tan rápidas que resulta muy difícil medir su velocidad, sin
embargo, el cemento necesita varios días para fraguar, es decir, para endurecer, es una reacción lenta.
La velocidad de una reacción depende basicamente de:

La energía de activación de la reacción: si la energía de activación es alta la reacción será lenta y si es
baja la reacción será rápida.

El número de choques eficaces entre las partículas que reaccionan (átomos, moléculas o iones):
cuanto mayor sea el número de choques eficaces mayor será la velocidad de reacción.
Estos dos factores van a depender a su vez de una series de factores macroscópicos que van a determinar
la velocidad de reacción. Estos factores son:
 Naturaleza de los reactivos
 Presencia de un catalizador
 Concentración de los reactivos
 Presión
 Estado Físico de los Reactivos
 Luz
 Temperatura
 La naturaleza de los reactivos: determina cuál será la energía de activación de cada reacción.
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La energía de formación, la energía almacenada en los enlaces de la molécula, etc. sin tener en cuenta las energías cinéticas de las
moléculas
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 La concentración de los reactivos: la velocidad de una reacción aumenta con la concentración de los
reactivos ya que aumenta el número de choques (Para aumentar la concentración de una disolución habrá
que aumentar la cantidad de soluto, para aumentar la concentración de un gas es necesario aumentar su
presión).
 El estado físico (fase) de los reactivos: Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su
área de contacto es menor (habrá menos colisiones) y su la velocidad de la reacción también es menor. En
cambio, si el área de contacto es mayor, la velocidad es mayor.
• Las reacciones entre gases y entre sustancias en disolución serán las más rápidas, pues las partículas
se muevan con mayor libertad y velocidad, produciéndose un mayor número de colisiones entre ellas.
• Las reacciones de los sólidos con líquidos o gases no son generalmente muy rápidas, pero si el sólido
está triturado o pulverizado, aumenta la velocidad de reacción, porque al aumentar la superficie de
contacto del sólido con el líquido o el gas, también aumenta el número de choques.
 La temperatura: En general la velocidad de reacción aumenta con la temperatura. Al aumentar
temperatura, aumenta la energía cinética de las partículas (aumenta la velocidad con que se mueven), con
lo que la probabilidad de que se produzcan choques eficaces es mayor.
 La presencia de catalizadores: son sustancias distintas de los reactivos y productos que modifican la
velocidad de una reacción sin transformarse, recuperándose íntegramente (sin cambios) cuando la
reacción finaliza.
• Los catalizadores también pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen
conocer como retardantes o inhibidores, los cuales impiden la producción.
• Los catalizadores hacen que la reacción transcurra por un camino diferente en que la energía de
activación sea otra (modifican el mecanismo de reacción).
• Pueden disminuir la energía de activación, entonces la velocidad de la reacción aumenta, se llaman
catalizadores positivos;
• pueden aumentar la energía de activación, entonces la velocidad de la reacción disminuye, se llaman
catalizadores negativos (retardantes o inhibidores ).
• Los catalizadores pueden ser:
◦ catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el
hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno)
◦ catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino
en las reacciones de hidrogenación).
 Otros factores:
• Presión: En una reacción química, si existe una mayor presión en el sistema, ésta va a variar la energía
cinética de las moléculas. Entonces, si existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va
a aumentar y la reacción se va a volver más rápida; al igual que en los gases, que al aumentar su
presión aumenta también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción.
• Luz: La luz es una forma de energía. Algunas reacciones, al ser iluminadas, se producen más
rápidamente, como ocurre en el caso de la reacción entre el cloro y el hidrógeno. En general, la luz
arranca electrones de algunos átomos formando iones, con lo que aumenta considerablemente la
velocidad de reacción.
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Clasificación de las reacciones:
Las reacciones se pueden clasificar atendiendo a muchos criterios
1. Según el número de pasos etapas de la reacción:
a) Reacciones simples
- Los productos se crean directamente a partir de los reactivos.
b) Reacciones complejas
- Constituida por varias reacciones simples (cada una es un paso intermedio)
(se expresa “fácilmente” (solo reactivos y productos) o en detalle indicando todas las reacciones simples
de las que esta formada (=mecanismo de una reacción).
2. Según el numero de estados de las sustancias
a) Reacciones homogéneas
- todas las sust. en el mismo estado (líquidas o gaseosas o sólidas, menos frecuente)
b) Reacciones heterogéneas
- reaccionan sust. que están en diferentes estados
- tipo especial: reacciones de precipitación (uno de los productos se hace sólido - generalmente se
queda y se puede filtrar)
3. Según en carácter de los reactivos
a) moleculares
- reacción de moléculas sin carga (eléctricamente neutras)
b) radicales
- Reacción con elementos muy inestables - radicales (son especies extremadamente reactivas que
poseen un electrón desapareado en un orbital de la capa de valencia)
- Suelen ocurrir en cadena
- Ejemplo: formación de ozono: 3O2 (g) + Energía  2O3
UV
 O· + O·
(fase 1: O2 
 O3 )
fase2: O2 + O· 
c) ionicas
- en ambiente acuoso (o en otro disolvente polar)
- tmb se pueden escribir de forma que no definimos los grupos que no reaccionan
- ejemplo: reacciones ácido-base, muchas reacciones redox en disolución (celda galvánica, electrolisis)
4. Según el sentido de la reacción
a) reversibles
- Se produce en los dos sentidos, a partir de los reactivos se forman productos (reacción directa) y a la
vez de los productos se vuelven a formar los reactivos (reacción inversa).
- El proceso alcanza un equilibrio cuando las velocidades de ambas reacciones (directa e inversa) se
igualen.

 CH 3  COO  H 3O 
-Ej: disociación de ácidos o bases débiles: CH3  COOH  H 2O 

b) irreversibles
- solo pasan en un sentido (reactantes --> productos)
-Ejemplos: combustiones
c) bočné (esto no se lo que es lo tenía Patrice)
- depende del ambiente
- se pueden formar varios productos
d) consecutivas
- se crean productos, que son reactivos para otros productos.
- tipo especial: reacciones en cadena
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- iniciación: se forman primeros radicales
- propagación: los radicales forman otros radicales
- terminación: los radicales desaparecen, quedan productos
5. Según la energía térmica (calor) que se libera
a) Exotérmicas
- el calor se libera (se cede al entorno)3, ΔH < 0
-Ej: combustión.
b) Endotérmicas
- el calor se absorbe del entorno, ΔH > 0
-Descomposición térmica del CaCO3
6. Según la reorganización de los átomos:
◦ 1. Síntesis o combinación
◦ 2. Descomposición (o análisis)
◦ 3. Desplazamiento o sustitución
◦ 4. Doble descomposición o intercambio




6.1. Síntesis o combinación:
Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja. A + B  AB
Los reactivos pueden ser tanto elementos como compuestos
Ejemplos:
◦ Las reacciones entre dos no metales dan compuestos covalentes:
N2 + 3 H2  2 NH3 (síntesis de amoniaco)
◦ Las reacciones entre un no metal y un metal dan sales (compuestos iónicos):
S + Fe  FeS
◦ Las reacciones entre un elemento y oxígeno producen óxidos:
2 Ca + O2  2 CaO
S + O2  SO2
◦ Las reacciones entre un óxido (metálico) y agua producen hidróxidos:
CaO + H2O  Ca(OH)2
◦ Las reacciones entre un anhídrido (óxido no metálico) y agua producen ácidos:
SO2 + H2O  H2SO3
◦ Las reacciones entre un óxido y un anhídrido (óxido no metálico) dan sales (ternarias):
CaO + SO2  CaSO3
◦ En química orgánica: adiciones: generalmente desaparecen enlaces multiples
◦ En el organismo (bioquímica): anabolismo




6.2. Descomposición:
Una sustancia se descompone formando dos o más sustancias más simples: AB  A + B
En general se necesita aportar energía (calentar, etc.)
Ejemplos:
 CO2 + CaO
◦ Descomposición térmica de CaCO3:
CaCO3 
◦ Descomposición del clorato potásico: 2 KClO3  2 KCl + 3 O2 (reacción redox)
◦ En química orgánica: eliminaciones (una parte pequeña se divide, se suelen formar enlace doble)
◦ En el organismo (bioquímica): catabolismo
 6.3. Desplazamiento o sustitución:
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El criterio de signos habitual seguido para el calor desprendido en una reacción a veces es confuso: Cuando se habla de entalpía
(calor de reacción a P=cte) se usa el punto de vista del sistema, es decir, es negativo (<0) si el sistema cede calor (reacción
exotérmica) y positivo (>0) en caso contrario. En cambio a veces se habla de calor de reacción a secas, y se usa el criterio contrario,
desde nuestro punto de vista, es decir en función de si la reacción “nos da calor” (éxotérmica) en cuyo caso diremos que Q>0 y
viceversa
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 Uno de los elementos de un compuesto es sustituido por otro elemento: AB + X  AX + B
 Ejemplos:
◦ Algunos metales reaccionan con ciertos ácidos, reemplazando el hidrógeno y formando la sal
correspondiente:
Zn + H2 SO4  ZnSO4 + H2 (reacción redox)
◦ Un metal puede ser desplazado de sus sales por otro metal más “activo” (más reductor):
Zn + Cu SO4  Zn SO4 + Cu (reacción redox)
◦ En química orgánica: sustituciones





6.4. Doble descomposición o intercambio:
Equivalen a una doble sustitución. AB + XY  AX + BY
No cambia el numero de sustancias en la reacción.
Elementos/grupo de elementos intercambian su lugar en los compuestos.
Ejemplos:
◦ Una muy conocida es la reacción de neutralización:
ácido + base  sal + agua
HCl + NaOH  NaCl + H2O
7 Según el mecanismo de la reacción4 (según las partículas que se intercambian):
Existen dos grupos principales de reacciones5 (esta sección casi no la he tocado pero de los primeros
grupos podéis buscar la información en la introducción del tema correspondiente temas 7 y 8)
7.1 Oxidación-Reducción (Redox) (ver tema 8)
Consiste en la transferencia de electrones de una especie química, llamada agente reductor, que se
oxida (aumenta su número de oxidación) a otra, llamada agente oxidante, que se reduce (disminuye su
numero de oxidación).
- transporte de electrones
- oxidacion y reduccion (siempre las dos a la vez)
- sustancias que reciben el electron = se reducen = baja su numero de oxidacion = oxidantes
- sustancias que liberan el electron = se oxidan = aumenta su numero de oxidacion = reductores
7.2 Reacciones acido-base o de transferencia de protones (ver tema 7)
- se transporta el proton = H+
- sustancia que libera el proton = acido
- sustancia que recibe el proton = base
- ejemplo: neutralización
7.3 Formación de complejos
- se transporta todo el grupo
8 Según los cambios en enlaces
a) ruptura de enlaces
- hay dos tipos
homolisis
- simétrico: se rompe enlace covalente de dos elementos iguales o elementos de electronegatividad
semejante
- cada una de las particulas queda con un electron del enlace --> se forma radical
heterolisis
- las diferencias de las electronegatividades son altas
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Como se deshacen los enlaces existentes y se forman los nuevos
Pueden existir otras pero estas son las más importantes/conocidas
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- aparecen iones - una de las particulas (la mas electronegativa) se queda con el par de electrones =
anion, la otra es cation
b) creacion de nuevos enlaces
- particulas solas se unen
- puede haber enlace covalente, coordinado o ionico
c) los dos casos a la vez
- los más frecuente
- movimiento de un elemento/grupo de elementos
Ejemplos de reacciones muy conocidas:
 Reacciones ácido-base.
 Neutralizaciones: Un ácido reacciona con una base dando lugar a la formación de una sal y agua. En la
reacción desaparecen simultáneamente las propiedades de ambos.
Ejemplo: Neutralización del hidróxido de sodio con el ácido clorhídrico


HCl
+
NaOH
NaCl
+ H2O
Cl- + H+ +
Ácido

Na+ + OH- 
+
Cl- + Na+ + H2O

 Sal
+ Agua.
Base
Más ejemplos:
H Cl + Na OH

 Na Cl + H2O

H2SO4 + Ba (OH)2 
HNO3 + KOH


H2CO3 + 2 NaOH
Ba SO4 + 2 H2O
K NO3 + H2O

 Na2 CO3 + 2 H2O
 Los carbonatos desprenden CO2 cuando son atacados por los ácidos (el desprendimiento de este gas es
lo que provoca la característica “efervescencia”)
 2 NaCl + CO2 + H2O
Na2 CO3 + 2 HCl 
 Reacciones Redox.
 Reacciones de oxidación: Tradicionalmente se denominaban así a las combinaciones con el oxígeno.
Son reacciones lentas que desprenden poca energía
2 Fe + O2
4 Fe + 3 O2




2 Fe O
2 Fe2O3
 Reacciones de combustión:
◦ Químicamente son oxidaciones, pero al contrario que éstas son reacciones que transcurren muy
rápidamente y con un desprendimiento notable de energía
◦ Es la reacción de una sustancia, llamada combustible, con oxígeno, al que se le llama comburente.
Cuando el compuesto es orgánico en la reacción se forman dióxido de carbono y agua y se desprende
gran cantidad de energía en forma de luz y calor
 3 CO2 + 4 H2O + Q (ΔH<0)
Ejemplo: Combustión de propano C3H8 + 5 O2 
 2 C O + Q (ΔH<0)
2 C + O2 
 C O2 + Q (ΔH<0)
C + O2 
◦ Siempre que se queme un hidrocarburo (compuesto que contiene únicamente carbono e hidrógeno)
se obtiene CO2 y agua:


CH4 + 2 O2
CO2 + 2 H2O

 4 CO2 + 5 H2O
C4H10 + O2
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◦ No sólo tienen que ser compuestos del carbono muchos otros compuestos o elementos químicos
pueden producir combustiones con oxígeno
 2 H2O + 136.000 calorías
2H2 + O2 
 Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por los metales.
◦ La mayor parte de los metales reaccionan con los ácidos desplazando el hidrógeno (que se desprende
como gas) y el metal se disuelve formando la sal correspondiente. Esta reacción se produce muy
fácilmente en al caso de metales alcalinos y alcalino-térreos.
 Mg Cl2 + H2
2 HCl + Mg 
 FeSO4 + H2
H2 SO4 + Fe 
◦ Algunos metales como la plata, el cobre o el mercurio no desplazan el hidrógeno de los ácidos (no son
atacados y disueltos por los ácidos).
 Precipitación
Una reacción de precipitación consiste en la formación de un compuesto insoluble, que recibe el
nombre de precipitado cuando se mezclan dos disoluciones. La aparición de un precipitado está
relacionada con la diferencia de solubilidad que presentan los reactivos y los productos de la reacción.
Ejemplo:
Al reaccionar nitrato de plata con yoduro de potasio, se obtiene un precipitado de yoduro de plata.


Ag+ + NO3- +
I- + K+
AgI (s)
+
NO3- + K+
AgNO3 (aq)
KI (aq)
Precipitado
KNO3 (aq)
solubilidad elevada
solubilidad elevada
solubilidad baja
solubilidad elevada
 Reacción de los óxidos con el agua.
El comportamiento es muy distinto cuando reacciona un óxido no metálico o uno metálico. En el primer
caso se obtiene un ácido y en el segundo una base. Por esta razón se dice que los óxidos no metálicos
tienen un carácter ácido, mientras que los metálicos tienen un carácter básico.
 H2SO4
SO3 + H2O 
CO2 + H2O

 H2CO3
 Ca(OH)2
CaO + H2O 
 2 NaOH
Na2O + H2O 
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ANEXO:
velocidad de reacción
- depende de la concentración/cantidad de reactivos
- presencia de catalizador, tipo de estos, sus concentraciones
- temperatura y presión
- se define como la velocidad con la que se crean los productos/ con la que se transforman los
reactivos
energía de activación EA
- energía mínima necesaria para que ocurra la reacción
- energía necesaria para que se forma complejo activado
- la diferencia entre la energía de los reactantes y el complejo activado
- se puede disminuir con catalizadores
complejo activado
- interpaso entre reactantes y productos
- compuesto inestable, donde ya se han formado los enlaces nuevos, pero todavía no se han roto
los viejos
- tiene mayor energía que los reactantes y los productos
- la diferencia de esta energía el la de activacion, necesaria para que se forma el complejo
catalizadores
- influye la velocidad de reaccion química
- la hace más rápida, pero no reacciona (no es reactante ni producto)
- gracias a el catalizador la energía de activacion es menor
- se escribe por debajo o encima de la flecha
mecanismo
- uno de los reactantes se junta con el catalizador, formando un complejo inestable
- este se une con el otro reactante, que se disocia regenerando el catalizador
autocatalisis
- la reaccion se cataliza mediante uno de los productos
- primero la reaccion es lenta, pero accelera
catalizadores selectivos
- generalmente los enzimas
- solo reaccionan con cierto tipo de substrato (estructura espacial conveniente) formando ciertos
productos
inhibidor
a) estabilizador
- reacciona con radicales (para la cadena de reaccion)
b) veneno catalítico
- impiden la accion de catalizadores
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